Fumetto “Astroparticelle, una materia molto oscura”

23 09 2017

     Alcuni anni fa, in occasione della celebrazione dei 400 anni dalla costruzione ed utilizzo del primo cannocchiale da parte di Galileo Galilei, l’Agenzia Spaziale Italiana (ASI), uno dei principali enti internazionali che si occupano di spazio e astronomia, ha prodotto un fumetto destinato a studenti e adulti sulle particelle e gli astri. Il fumetto, divertente e ricco di contenuti, è stato curato da Ettore Perozzi e Anna Parisi ma hanno partecipato scienziati dell’ASI, dell’Istituto Nazionale di Astrofisica, dell’Istituto Nazionale di Fisica Nucleare e di Telespazio. La prefazione è di Margherita Hack, ormai scomparsa, e le illustrazioni sono di Fabio Magnasciutti. Il risultato è stato un godibilissimo fumetto dal contenuto scientifico chiaro e rigoroso, adatto al pubblico di ogni età e agli studenti di istituti secondari.

     Si parte dal concetto di materia e di atomo nell’antichità e si prosegue con l’evoluzione della teoria atomica e la scoperta delle particelle subatomiche. Si continua con i quark, l’antimateria e le particelle elementari, l’evoluzione delle stelle e gli strumenti dell’astronomia, i buchi neri, l’energia, il CERN, la materia oscura, le galassie e altro ancora. Le pagine finali contengono un po’ di enigmistica e un’utile sitografia.

     Per i curiosi, gli interessati di ogni età e per chi vuole avere una carta in più durante verifiche ed interrogazioni delle materie scientifiche: Astroparticelle: una materia molto oscura.




Ibridazione degli orbitali dell’atomo di carbonio

16 02 2015

     L’atomo di carbonio è singolare: ha quattro elettroni di valenza e può impiegarli per formare altrettanti legami chimici covalenti, orientati nello spazio con una struttura tetraedrica. Può utilizzare i suoi elettroni per formare fino a quattro legami ibridi e dare origine a lunghe catene di atomi, più o meno ramificate, con legami molto stabili. Ma l’atomo di carbonio forma anche legami doppi e tripli con un altro atomo dello stesso tipo o doppi soprattutto con l’ossigeno. Sia i legami con l’idrogeno (negli idrocarburi e nelle biomolecole) sia quelli con l’ossigeno e l’azoto presentano una scarsa polarità, perché l’elettronegatività è molto simile.

     La struttura elettronica dell’atomo di carbonio è: 1s2 2s2 2p2 ; gli elettroni di valenza sono gli ultimi 4, di cui i primi due sono appaiati (spin opposto , 2s2) e gli ultimi spaiati: (stesso spin, 2p2 ), perché il terzo orbitale 2p è vuoto. Già nel 1931, l’anno precedente la scoperta del neutrone, Linus Pauling dimostrò che quando l’atomo di carbonio si combina con altri quattro atomi (4 legami singoli), ad esempio con l’idrogeno nella formazione del metano CH4 , uno degli elettroni dell’orbitale 2s passa ad uno stato “eccitato” andando ad occupare il terzo orbitale 2p. In questa nuova condizione, la nuova configurazione elettronica dell’atomo è: 1s2 2s1 2p3 , cioè IIII , con quattro elettroni spaiati, equivalenti, ibridi, orientati verso i vertici di un tetraedro al cui centro si trova il nucleo dell’atomo. Un’ibridazione di questo tipo è definita sp3 e gli angoli di legame (legami definiti sigma) sono di 109,5° con un’elevata stabilità energetica.

     Se un atomo di carbonio ibridato sp3 si lega ad un altro atomo di carbonio con la stessa ibridazione, la sovrapposizione di due orbitali ibridi forma un legame covalente omopolare chiamato anch’esso legame sigma. Questo caso si presenta nell’etano, la seconda molecola della serie degli alcani con formula C2H6. Questo sistema favorisce la formazione di lunghe catene di atomi di carbonio. Tipiche degli idrocarburi e di molte molecole biologiche.

     Non necessariamente l’atomo di carbonio deve legarsi a quattro altri atomi, può capitare che si leghi a tre atomi soltanto. In questo caso gli orbitali ibridi saranno solo tre, il quarto orbitale (il terzo degli orbitali p) non avrà alcuna ibridazione. In simboli: IIII (non ibridato). Un’ibridazione di questo tipo si dice sp2 e i corrispondenti legami giacciono sullo stesso piano (geometria planare). Se le condizioni lo permettono, nella formazione dei legami chimici ci può essere la sovrapposizione di due orbitali. Il primo formerà un legame sigma, il secondo un legame chiamato “pi greco”. Questa struttura si presenta nella molecola dell’etene o etilene, CH2=CH2 , il più semplice composto col doppio legame C=C, in cui la presenza del doppio legame fornisce rigidità all’asse C=C, impedendone la rotazione che invece è possibile con un legame singolo C – C.

     Può anche capitare che l’atomo di carbonio si leghi soltanto ad un altro atomo. Così gli orbitali ibridi saranno solo 2: sp, mentre gli altri due orbitali p non saranno ibridati. Questa situazione si presenta nella struttura dell’etino o acetilene, HCCH, il composto organico più semplice con un triplo legame tra atomi di carbonio. In questo caso, oltre alla sovrapposizione dell’orbitale centrale, c’è anche quella dei due orbitali “laterali” che conduce alla formazione di due legami pi greco che si aggiungono al legame sigma formando il triplo legame CC. La geometria di questa molecola è lineare, con i due orbitali ibridi sp di ciascun atomo di carbonio orientati a 180° l’uno rispetto all’altro.

 

Video: Ibridazione del carbonio, di Agorà Scienze Biomediche.   Hybridisation / Hybridization (sp, sp2, sp3) .   Credit immagini: www.homeworkassignmenthelp.com , chemistry-desk.blogspot.com ,


 




Conferenza sull’atomo e il teletrasporto quantistico

8 04 2013

     Ancora un’interessante conferenza serale a Grugliasco. Questa settimana si parlerà di meccanica quantistica, la teoria che cerca di spiegare nel modo più completo possibile il mondo ultramicroscopico degli atomi e delle particelle subatomiche.

La meccanica quantistica oggi coordina in un unico schema le ipotesi elaborate nei primi decenni del secolo scorso per superare le difficoltà delle teorie classiche sulla struttura della materia. Alla meccanica quantistica si è arrivati per gradi, passando attraverso la teoria dei quanti prima e quella della meccanica ondulatoria poi.

     Saranno effettuati collegamenti con applicazioni tecnologiche attuali e quelle probabili del futuro. La locandina a sinistra indica il nome del relatore, Marco Genovese, ricercatore e responsabile del programma di ricerca INRIM di Torino in ottica quantistica. Il compito di moderatore sarà svolto dal prof. Michele Caponigro. Un’occasione rara, perciò da non perdere per quanti, studenti o adulti, si interessano di fisica e chimica oppure di nuove tecnologie.

 




L’atomo: cenni storici

13 11 2012

 

 

 

La completa conoscenza di una Scienza non può prescindere dal saperne la sua storiaAugust Comte (1798-1857). Anche singole parti della chimica, nel tempo hanno subìto profondi cambiamenti. Una di queste è la struttura atomica..

     Le prime ipotesi sulla struttura della materia, nelle civiltà occidentali, furono formulate la Talete da Mileto (624 circa – 545 a.C.) nell’antica Grecia, considerato da Aristotele padre della filosofia fisica, identificò il principio di tutta la materia nell’acqua. Aristotele (384 circa – 322 a.C.) riteneva che fosse la combinazione di acqua, aria. Terra, fuoco e etere a formare tutti i corpi. Poco prima di Aristotele invece, Democrito di Abdera (470 circa – 370 a.C.), ritenendo impossibile le suddivisione dei corpi in particelle sempre più piccole all’infinito, ipotizzò che tutta la materia fosse costituita da particelle piccolissime, invisibili e indivisibili che chiamò atomos (indivisibile). Secondo lui i diversi materiali erano costituiti da miscele di diversi tipi di atomos. Naturalmente si trattava si considerazioni filosofiche, teoriche, senza nessun riscontro reale se non l’osservazione con i sensi umani delle varie sostanze presenti in natura. Per alcuni secoli quest’ipotesi non ebbe sostenitori. Fino a che Tito Lucrezio Caro (98 circa – 55 a.C.), poeta latino, non la riprese e divulgò nel suo maggiore poema: il “De rerum Natura” che secondo alcuni rimase incompiuto. Fu Cicerone a curarne la pubblicazione dopo la morte dell’autore. Neanche l’atomismo e l’epicureismo sostenuti da Lucrezio ebbero fortuna: il pensiero aristotelico imperò fino al Rinascimento, fino alla nascita del metodo scientifico sperimentale.

     Un passo avanti anche nel concetto di atomo ci fu con Robert Boyle (1627-1691) che coniò il termine chimica nel 1661 con “The sceptical chymist”, dando, per certi aspetti, l’addio all’alchimia e favorendo la nascita di una Scienza basata sul metodo galileiano e su osservazioni quantitative (misurazioni). Bisogna aggiungere però che Boyle mantenne sempre, per motivi religiosi, un certo distacco da una concezione atomistica e materialistica del mondo. Come non ricordare, poi, il lavoro di Antoin Laurent Lavoisier (1743 – 1794) che introdusse nelle sue esperienze di analisi chimica l’uso sistematico della bilancia, arrivando alla definizione e dimostrazione della “Legge di conservazione della massa” e al concetto moderno di elemento. Per questo e molto, molto altro è considerato il padre della chimica moderna.

     L’atomo e la teoria atomica però ripresero vigore solo con John Dalton (1766 – 1844), quando nel 1801, riprese il termine atomos di Democrito e enunciò la sua storica teoria, basata sui seguenti punti essenziali:

1.      tutti i corpi sono costituiti da atomi indivisibili;

2.      gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali e hanno le stesse proprietà chimiche;

3.      gli atomi di elementi diversi sono differenti e sono differenti le loro proprietà chimiche;

4.      nelle reazioni chimiche gli atomi rimangono inalterati ma si combinano in modo diverso tra loro nella formazione dei prodotti;

5.      gli atomi di elementi diversi, nella formazione dei composti, si combinano secondo precisi rapporti numerici;

6.      gli atomi di alcuni elementi chimici possono combinarsi anche in più rapporti per formare composti differenti

     Era nata la prima teoria che spiegava razionalmente, basandosi anche sulle conoscenze acquisite fino ad allora, la composizione della materia e le regolarità che si notavano nella formazione dei composti.

Un ulteriore passo in avanti ci fu con Amedeo Avogadro (1776 – 1856) che per primo introdusse una netta distinzione tra atomo e molecola, ipotizzando che i gas fossero formati da molecole biatomiche.

     Successivamente gli sforzi degli studiosi si concentrarono nella determinazione della struttura dell’atomo. Si arrivò così alla prima individuazione dei protoni nel 1886 ad opera di Eugen Goldstein (1850 – 1930), le cui caratteristiche furono scoperte da Joseph  John Thomson (1856 – 1940) che nel 1897 con le sue esperienze sui raggi catodici, dimostrò l’esistenza dell’elettrone, una particella circa 2000 volte più leggera dell’atomo di idrogeno. Osservando la deviazione dei raggi catodici per effetto di un campo elettrico, definì la natura corpuscolare dell’elettrone. Era la prova che l’atomo non è indivisibile ma è costituito la particelle subatomiche. Nel 1899 Thomson propose un modello atomico secondo il quale gli elettroni, carichi negativamente, si muovono in posizioni fisse all’interno di una sfera permeata da una carica positiva. Poiché l’atomo si sapeva essere elettricamente neutro, doveva contenere un ugual numero di elettroni e di protoni. La terza grande particella subatomica, il neutrone, fu scoperto solo nel 1932 da James Chadwick (1891 – 1974).

     Dopo la dimostrazione dell’esistenza della radioattività, grazie a Henri Becquerel (1852 – 1908), ci fu la memorabile esperienza del fisico neozelandese Hernest Rutherford (1871 – 1937). I suoi studi sul potere di penetrazione delle particelle radioattive lo condussero alla loro classificazione in particelle alfa e beta. Nel 1911 inviò un fascio di ioni elio carichi positivamente (particelle alfa) contro una lamina d’oro sottilissima, costituita in spessore da circa mille atomi: la maggior parte delle particelle la attraversava senza subire deviazioni o con modeste deviazioni. Pochissime particelle rimbalzavano indietro. La conclusione fu che ogni atomo d’oro aveva una massa dotata di carica positiva concentrata in una regione centrale molto piccola che chiamò nucleo. Gran parte dell’atomo era vuoto! Con la scoperta dei neutroni si chiarì che anch’essi sono concentrati nel nucleo. Il progresso tecnologico e l’uso di strumenti sempre più sofisticati non fecero durare a lungo il modello di Rutherford, ma fu fondamentale per arrivare al modello atomico di Niels Bohr (1885 – 1962).

Dallo studio dello spettro a righe dell’idrogeno e dalle affermazioni di Max Planck (1858 – 1947) secondo cui l’energia non viene emessa in modo continuo ma sotto forma di quanti, pacchetti discreti, Bohr arrivò alla conclusione che gli elettroni dovevano occupare determinate regioni dello spazio intorno al nucleo, posti a varie distanze da esso. Era il “modello a planetario”, gli elettroni che percorrono orbite definite come fanno i pianeti intorno al Sole. Si arrivò all’ipotesi che i livelli energetici (orbite) degli elettroni fossero quantizzati e il modello a orbite circolari di Bohr venne integrato da Arnold Sommerfeld (1868 – 1951)  con orbite ellittiche quantizzate.

Si aggiunsero gli studi sugli elettroni di Wolfang Pauli (1900 – 1958) che formulò il “suo” principio o principio di esclusione: ogni orbita quantica non può contenere più di due elettroni. Quando le orbite di uno strato sono piene, si passa al riempimento delle orbite dello strato successivo.

     Ma erano anni di fervore e furore fisico-chimico. Louis De Broglie (1892 – 1987), nel 1924 formulò un’altra ipotesi sorprendente: tutti i corpi hanno caratteristiche ondulatorie anche se i nostri sensi non possono percepirle. Solo due anni più tardi Erwin Schrödinger (1887 – 1961) dimostrò, con un modello matematico, che gli elettroni oltre ad avere una carica erano dotati di massa e avevano effettivamente caratteristiche ondulatorie. Il loro movimento perciò poteva essere descritto dalle funzioni matematiche utilizzate per le onde.

Si arrivò alla meccanica quantistica o meccanica ondulatoria secondo la quale non è possibile individuare con precisione la posizione di un elettrone all’interno di un atomo ma si può parlare solo in termini probabilistici. Si supera il concetto di orbite definito da Bohr e si arriva alla definizione dei numeri quantici che possono assumere solo determinati valori e al concetto di orbitale: una regione dello spazio intorno al nucleo in cui c’è un’elevata probabilità (almeno il 90%) di trovare un certo elettrone.

Ma non finisce così, la storia continua con la formulazione del Modello Standard che si sta tuttora scrivendo e che comprende la scoperta di un centinaio di particelle subatomiche che compongono a loro volta protoni, neutroni ed elettroni. È recente il caso del bosone di Higgs. Si tratta di un’altra storia.

Breve video sulla storia della chimica

http://www.explora.rai.it/online/doc.asp?pun_id=1056#

Immagine sulla teoria atomica tratta da: http://aseekingspirit.wordpress.com/2011/04/27/science-that-makes-sense-of-our-world-and-the-atomic-theory/

 




Per il recupero: l’atomo

9 01 2012

   Anche la biologia si occupa, a grandi linee, di atomi e molecole. Vedi e ascolta il video: http://www.scuolavivaonlus.org/video2.php?video=ATOMI+E+MOLECOLE+%28biologia%29.flv

Soprattutto per le classi seconde e per le attività di recupero di biologia e chimica.

      Il secondo video “L’atomo in chimica” è adatto anche per le attività di recupero nelle classi terze.

http://www.scuolavivaonlus.org/video2.php?video=L%27ATOMO+IN+CHIMICA+%28chimica%29.flv

Se può aiutarti, puoi anche stampare il corrispondente testo.




Formazione di ioni

4 02 2010


 

A parte i gas nobili, tutti gli altri atomi per avere minore energia ed essere più stabili tendono a raggiungere la configurazione elettronica esterna dell’ottetto oppure quella dell’Elio. Gli elementi di uno stesso gruppo hanno la stessa configurazione elettronica esterna. Ad esempio Berillio, Magnesio, Calcio, Stronzio, Bario e Radio hanno tutti due elettroni nel "guscio" elettronico esterno e i loro atomi hanno tutti una bassa energia di ionizzazione, cioè una scarsa forza di attrazione elettrostatica tra nucleo (carico positivamente per la presenza dei protoni) e elettroni esterni (dotati di carica negativa). L’energia di prima ionizzazione di un elemento è quell’energia necessaria per sottrarre ad un atomo l’elettrone più esterno. Questa energia diminuisce quando ci si sposta lungo un gruppo dall’alto in basso e aumenta quando ci spostiamo lungo un periodo, da sinistra a destra.

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Uranio killer e isotopi

15 12 2009


 

L’uranio è un elemento naturale con numero atomico 92 e massa atomica 238,029. Si tratta di un metallo pesante, presente in piccole quantità nelle rocce ma anche nel suolo, nell’aria, nelle acque. È un metallo bianco-argenteo, tossico e radioattivo. La miscela di uranio presente in natura è costituita da tre isotopi: 235U, 238U, 234U con una prevalenza massiccia (circa il 99,3%) dell’isotopo 238. Nei reattori e nelle armi nucleari il più utilizzato è l’uranio 235. Ma cos’è un isotopo? Abbiamo visto che le proprietà chimiche degli elementi e la loro posizione nel Sistema periodico dipendono dal numero di protoni (o numero atomico, Z) con carica positiva, presenti nel nucleo, che corrisponde anche al numero di elettroni, con carica negativa, presenti complessivamente negli orbitali di quell’atomo neutro. Sappiamo anche che nel nucleo ci sono pure i neutroni che, insieme ai protoni, determinano la massa (A) dell’atomo. Invece ai fini della massa, gli elettroni sono trascurabili perché la massa di un elettrone è 1836 volte più piccola di quella di un protone. Perciò la massa di un atomo corrisponde alla massa del suo nucleo. Per alcuni atomi di molti elementi il numero di neutroni presenti nel nucleo varia. Ad esempio mentre nel  4020Ca abbiamo 20 protoni e 20 neutroni, nel  4220Ca abbiamo 20 protoni e 22 neutroni, perciò si tratta di due isotopi. In generale si chiamano isotopi due atomi che hanno lo stesso numero di protoni ma differente numero di neutroni. Due isotopi hanno le stesse proprietà chimiche e il termine "isotopo" significa "stesso posto" nel Sistema periodico, infatti hanno lo stesso numero atomico.

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