SCIENZE DELLA TERRA PER LE CLASSI PRIME Sonia Marchioro ...
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<strong>SCIENZE</strong> <strong>DELLA</strong> <strong>TERRA</strong> <strong>PER</strong> <strong>LE</strong> <strong>CLASSI</strong> <strong>PRIME</strong><br />
<strong>Sonia</strong> <strong>Marchioro</strong>, Silvio Scortegagna<br />
I MINERALI<br />
Il termine minerale evoca immagini di preziosi solidi di forma geometrica<br />
regolare, incolori come il diamante o colorati, trasparenti o di aspetto metallico,<br />
estratti nelle viscere della Terra da minatori possibilmente nani e<br />
in gruppi di sette.<br />
Una definizione meno romantica, ma più scientifica, è la seguente:<br />
MINERA<strong>LE</strong>: SOLIDO INORGANICO NATURA<strong>LE</strong> CARATTERIZZATO DA UNA DE-<br />
FINITA COMPOSIZIONE CHIMICA E DA UNA SPECIFICA DISPOSIZIONE DEGLI<br />
ATOMI CHE LO COSTITUISCONO.<br />
Quindi, un minerale è caratterizzato da:<br />
COMPOSIZIONE CHIMICA: data dal tipo di atomi che lo formano e dal loro rapporto numerico. Ad ogni<br />
minerale è attribuibile una formula chimica: ad esempio, il salgemma è formato da sodio e cloro<br />
in rapporto 1:1 (un atomo di sodio per ogni atomo di cloro: formula NaCl), il quarzo da silicio e ossigeno<br />
in rapporto 1:2 (un atomo di silicio per ogni due atomi di ossigeno: SiO2), la biotite da potassio,<br />
magnesio, ferro, silicio, ossigeno e idrogeno: K(Mg,Fe)3Si3O10(OH)2.<br />
FORMA CRISTALLINA: ogni minerale, lasciato crescere liberamente, tende ad assumere una forma<br />
cristallina macroscopica, cui corrisponde uno specifico habitus<br />
geometrico. Tale regolarità esterna deriva da una disposizione<br />
regolare degli atomi che compongono la sostanza. Ad esempio,<br />
il salgemma cristallizza sotto forma di cubi. Anche la disposizione<br />
degli atomi di sodio e di cloro è cubica, nel senso che le<br />
particelle si dispongono ai vertici di microscopici cubetti (ved.<br />
figura a fianco). Non sempre la forma del cristallo è uguale a<br />
quella del reticolo.<br />
E’ importante notare che gli atomi assumono spontaneamente<br />
le posizioni nei reticoli cristallini, e che nessuno interviene per<br />
sistemarli; analogamente, i cristalli assumono da soli la loro<br />
forma geometrica e non è il “produttore” a levigarne le superfici.<br />
Anzi, la regolare disposizione delle particelle è la fondamentale caratteristica dello stato solido:<br />
se un materiale ha l’aspetto di solido, ma una disposizione irregolare delle particelle che lo formano,<br />
a rigore deve essere considerato un liquido. Il vetro è un esempio: pur essendo formato da silicio<br />
e ossigeno come il quarzo, poiché le sue particelle solidificano velocemente non riescono a disporsi<br />
in un vero reticolo. Deve pertanto essere considerato un liquido molto viscoso e non un solido.
APPROFONDIMENTI CONSIGLIATI SUL SITO: http://www.geologia.com/area_raga/minerali/minerali.html<br />
E’ facile dimostrare la spontaneità del fenomeno: basta preparare alcuni cristalli a partire da soluzioni<br />
acquose di sali facilmente reperibili, come il solfato rameico (il comune antiparassitario per le<br />
viti) o l’allume di rocca, venduto come disinfettante.<br />
MANINE SANTE: FORMAZIONE DI CRISTALLI DA SOLUZIONI ACQUOSE<br />
OBIETTIVI: si vuole osservare la formazione di cristalli di un sale da una sua soluzione acquosa satura.<br />
Vetrini portaoggetto e coprioggetto<br />
Microscopio<br />
Solfato di rame: CuSO4 . 5 H2O<br />
Allume potassico (alluminio potassio solfato): KAl(SO4)2 . 12 H2O<br />
Acqua distillata<br />
• Versare in una provetta due spatoline di uno dei sali a disposizione. Aggiungete acqua distillata<br />
fino a riempire per circa 1/5 le provette. Tappare ed agitare. Il sale si è completamente sciolto?<br />
• Aggiungere altre piccole quantità dello stesso sale, sempre agitando con l'agitatore in vetro, finché<br />
un po’ di residuo salino sia ben visibile.<br />
• Scaldare un becher da 250 ml pieno per metà d’acqua, usando una fiamma bunsen. Immergete<br />
le provette a bagno. Aumentando la temperatura, si scioglie il residuo che era sul fondo?<br />
• Riportare a saturazione la soluzione, aggiungendo piccole quantità di sale finché non se ne scioglie<br />
più.<br />
• Versare sul vetrino portaoggetti alcune gocce della soluzione. Coprire col vetrino coprioggetto.<br />
• Osservare il vetrino al microscopio con l'obiettivo più piccolo. Una volta messo a fuoco osservare<br />
il formarsi dei cristalli. Che cosa avviene durante l'accrescimento dei cristalli? Cambia la<br />
forma o solo le dimensioni?<br />
• Disegnare un cristallo tipico, cercando di rispettare i rapporti tra le dimensioni e soprattutto gli<br />
angoli tra le facce.<br />
• Ripetere le operazioni con l’altro sale.<br />
La spiegazione del “soprannaturale” fenomeno della crescita regolare dei cristalli senza gioielliere<br />
magico è abbastanza semplice: una volta formata la prima cella cristallina, formata da un piccolo<br />
numero di particelle, il cristallo si accresce mantenendo la propria forma geometrica perché le successive<br />
particelle che si aggiungono hanno la stessa probabilità di fissarsi in qualsiasi punto di qualunque<br />
faccia del cristallo. Il numero altissimo di particelle fa sì che la crescita sia omogenea.
TECNICHE <strong>PER</strong> L’IDENTIFICAZIONE DI ALCUNI MINERALI<br />
Per la corretta determinazione di un minerale è indispensabile l’appoggio di un laboratorio specializzato.<br />
Tuttavia, è possibile in prima istanza riconoscere alcuni semplici minerali effettuando semplici<br />
prove od osservazioni alla portata di tutti.<br />
Per chi fosse interessato ad approfondire l’argomento, un utile appoggio può venire dal GRUPPO<br />
MINERALOGICO SC<strong>LE</strong>DENSE, che ha lo scopo di promuovere e diffondere lo studio della mineralogia.<br />
Ha sede presso la Scuola Media “Maraschin” di Via dei Boldù (Schio). Tel. 0445/660102, riunioni<br />
il II e IV venerdì del mese.<br />
Il Gruppo ha allestito un sentiero mineralogico con partenza da Ponte Capre di Torrebelvicino. La<br />
guida può essere richiesta presso la sede della Comunità Montana Leogra-Timonchio di Schio, Largo<br />
Fusinelle.<br />
Tra i numerosi libri che trattano di minerali, è di particolare interesse e utilità per ricerche nella nostra<br />
zona:<br />
Boscardin M., De Zen L., Zordan A., 1989 – I minerali della Val Leogra e della Val d’Astico nel<br />
Vicentino. Cassa Rurale di Monte Magrè, grafiche Marcolin, Schio.<br />
COLORE<br />
CARATTERISTICHE FISICHE<br />
Nonostante sia un carattere molto appariscente, è di solito di limitata importanza diagnostica. Il colore<br />
può dipendere, oltre che dalla composizione chimica e dalla disposizione degli atomi nel reticolo,<br />
anche da tracce di altri elementi o da imperfezioni reticolari. Ad es., il quarzo può essere incolore<br />
(ialino), bianco (latteo), giallo (citrino), violetto (ametista), rosa, nero (morione), rosso, ecc. In<br />
altri casi il colore è più stabile (ad es., la pirite è sempre giallo oro).<br />
LUCENTEZZA<br />
E’ una caratteristica complessa e difficilmente definibile che dipende da più fattori, come l’indice di<br />
rifrazione, la capacità di dispersione della luce, la densità ottica, la rugosità superficiale ecc. La lucentezza<br />
non può essere misurata, ma solo stimata e indicata coi seguenti termini:<br />
• Opaca: superfici non riflettenti<br />
• Grassa (oleosa): superfici poco riflettenti, più o meno come una fetta di lardo scaldato.<br />
• Terrosa: con aspetto polveroso, di terra (es. ocra).<br />
• Perlacea: come madreperla (es. opale).<br />
• Vitrea: superfici riflettenti, più o meno come il vetro (es. calcite)<br />
• Resinosa: superfici riflettenti, ma non molto lucide, come la resina (es. ambra, zolfo).<br />
• Adamantina: superfici fortemente riflettenti e spesso in grado di scomporre la luce nei colori<br />
fondamentali (es. diamante).<br />
• Metallica: superfici riflettenti, con aspetto metallico (es. oro, pirite).
DUREZZA<br />
Col termine durezza non si intende la resistenza agli urti, ma alla scalfittura: strofinando con forza<br />
due materiali l’uno sull’altro, quello più duro lascerà un solco su quello più tenero.<br />
Per misurare con precisione la durezza di un minerale è necessario<br />
effettuare una prova comparativa con minerali campione di durezza<br />
nota, tra i quali quelli che formano la scala di Mohs:<br />
1) Talco; 2) Gesso; 3) Calcite; 4) Fluorite; 5) Apatite; 6) Ortoclasio;<br />
7) Quarzo; 8) Topazio; 9) Corindone; 10) Diamante.<br />
Un minerale che scalfisce la calcite, ma viene scalfito dalla fluorite<br />
avrà durezza intermedia tra queste due (3,5).<br />
In assenza di una scala di riferimento completa, è possibile<br />
effettuare stime approssimative utilizzando l’unghia (durezza<br />
2,5), l’acciaio o il vetro (entrambi durezza 5,5). E’<br />
quindi sufficiente strofinare con forza un campione di minerale<br />
su un vetrino o su una lama e osservare il formarsi o<br />
meno di una scalfittura. E’ così possibile risolvere alcuni casi comuni, come distinguere il quarzo<br />
(dur. 7: riga l’acciaio) dalla calcite (3: no) o il gesso (2: è rigato dall’unghia) dalla calcite (3: no).<br />
SFALDATURA<br />
Colpendo il minerale con un martello e un po’<br />
di fortuna è possibile osservare se la frattura<br />
forma facce piane oppure no. Nel primo caso<br />
si parla di sfaldatura e le facce piane ottenute<br />
si chiamano piani di sfaldatura. Ad esempio, il<br />
salgemma si sfalda bene formando piani tra<br />
loro perpendicolari, mentre il quarzo non si<br />
sfalda (frattura concoide).<br />
La sfaldatura è la proprietà che presentano alcune<br />
specie di minerali di rompersi preferibilmente in<br />
certe direzioni. Questa caratteristica è dovuta alla<br />
loro struttura cristallina: i legami tra strati di atomi<br />
allineati in una certa direzione sono più deboli che i<br />
legami in altre direzioni quindi le rotture avvengono<br />
lungo facce piane parallele a queste zone più<br />
deboli. Alcune specie presentano una sola direzione<br />
di sfaldatura ma possono esservene anche due,<br />
tre quattro o addirittura sei.
STRISCIA SU PORCELLANA<br />
Strofinando il campione su piastra di porcellana (ad es. il fondo<br />
di un mortaio da laboratorio) si può formare una traccia di polvere,<br />
il cui colore non è sempre uguale a quello del minerale di<br />
partenza ed è spesso un carattere importante per il riconoscimento.<br />
Soprattutto i minerali con lucentezza metallica formano<br />
una striscia di colore nettamente diverso dal loro: la pirite gialla<br />
ha una striscia nero-verde, l'ematite nera una striscia rosso ciliegia,<br />
la wolframite nera una striscia bruna, la cassiterite nera<br />
una striscia quasi incolore.<br />
DENSITA’<br />
E’ data dal rapporto tra massa e volume di una sostanza. Lo strumento per la sua misura è il picnometro,<br />
ma si può utilizzare anche un comune matraccio tarato o un cilindro graduato. Il metodo più<br />
semplice è quello “delle tre pesate”:<br />
1. Portare a volume il cilindro o matraccio con acqua deionizzata. Pesare (P1).<br />
2. Introdurre il minerale, in quantità tale da non far traboccare l’acqua. Pesare (P2).<br />
3. Estrarre l’acqua che supera la tacca con una pipetta, avendo cura di riportare il liquido al livello.<br />
Pesare (P3).<br />
4. Calcolare la densità con la seguente formula: d [g/cm 3 ] = (P2 – P1)/(P2 – P3)<br />
La differenza (P2 – P1) dà, ovviamente, la massa del campione di minerale. La differenza (P2 –<br />
P3) dà la massa dell’acqua estratta, il cui volume corrisponde a quello del campione introdotto.<br />
Poiché la densità dell’acqua è 1 g/cm 3 , il valore numerico della massa corrisponde a quello del volume<br />
del minerale.
CARATTERISTICHE FISICHE DEI PIU’ COMUNI MINERALI<br />
In questa tabella vengono riassunte alcune caratteristiche fisiche di alcuni minerali, molti dei quali<br />
rinvenibili nel Vicentino. La tabella può essere un ausilio per la determinazione, associata a saggi<br />
chimici, cristallografici o, più semplicemente ma approssimativamente, a uno dei numerosissimi atlanti<br />
disponibili nelle biblioteche o in Internet.<br />
MINERA<strong>LE</strong> COLORI PIU’FREQ. LUCENT. DUR. DENS. STRISCIA<br />
Apatite Variabile Vetrosa 5 3,1-3,2 Bianca<br />
Aragonite Bianco, giallastro ecc. Vetrosa 4 2,9-3,0 Bianca<br />
Azzurrite Blu Vetrosa 3,5-4 3,8 Azzurra<br />
Barite Bianco, grigio Vetrosa 3-3,5 4,3-4,6 Bianca<br />
Biotite Nero, bruno Vetrosa/ metal- 2,5-3 2,8-3,4 Rosso-bruno<br />
lica<br />
Calcite Bianco, rosato Vetrosa 3 2,7 Bianca<br />
Calcopirite Giallo oro Metallica 3,5-4 4,1-4,3 Nero-verdastra<br />
Caolinite Bianco Opaca 1-3 2,6 Bianca<br />
Cianite Azzurro Vetrosa 5-7 3,7 Bianca<br />
Clorite Verde Vetrosa/ metal- 2-2,5 2,7-2,9 Bianca-verdastra<br />
lica<br />
Corindone Variabile Vetrosa 9 4,0-4,1 Bianca<br />
Crisocolla Azzurro, verde Vetrosa/ opaca 2-4 2-2,3 Bianca<br />
Dolomite Rosa Vetrosa 3,5-4 2,8-3,0 Bianca<br />
Ematite Nero, rosso Metallica/ ter- 6,5 5,3 Rosso mattone<br />
rosa<br />
Feldspato Bianco, rosa Vetrosa/ opaca 6 2,5-2,9 Bianca<br />
Fluorite Viola, rosa Vetrosa 4 3,2 Bianca<br />
Galena Grigio piombo Metallica 2,5 7,5-7,6 Grigio piombo<br />
Gesso Bianco, incolore Vetrosa 2 2,3 Bianca<br />
Granato Rosso Vetrosa 6,5-7,5 3,2-4,3 Bianca<br />
Limonite Giallo ocra, rosso mattone Terrosa 5 3,6-4,0 Bruno-gialla<br />
Magnesite Bianco, rosa Vetrosa 3,5-5 3,0-3,1 Bianca<br />
Magnetite Grigio-nero Metallica 6 5,2 Nera<br />
Malachite Verde Vetrosa 3,5-4 3,6-4,0 Verde chiaro<br />
Marcasite Giallo oro Metallica 6-6,5 4,9 Nero-verdastra<br />
Muscovite Grigio Metallica/ ve- 2-2,5 2,8-2,9 Bianca<br />
trosa<br />
Natrolite Bianco Vetrosa 5-5,5 2,2-2,3 Bianca<br />
Orneblenda Grigio Vetrosa 5-6 3,0-3,4 Grigio chiaro<br />
Ortoclasio Bianco, rosa Vetrosa 6 2,5-2,6 Bianca<br />
Pirite Giallo oro Metallica 6-6,5 5,0 Nero-verdastra<br />
Quarzo Molto variabile Vetrosa 7 2,65 Bianca<br />
Salgemma Bianco, roseo, giallo Vetrosa 2,5 2,2 Bianca<br />
Serpentino Verde Cerosa 2-5 2,5-2,6 Bianca<br />
Zolfo Giallo vivo Resinosa 1,5-2,5 2,07 Bianca
SEMPLICI SAGGI CHIMICI <strong>PER</strong> IL RICONOSCIMENTO DI ALCUNI MINERALI<br />
Per stabilire la natura di un minerale è spesso indispensabile determinare la sua composizione chimica,<br />
cioè individuare gli elementi chimici contenuti. Per riconoscere la presenza di un dato elemento<br />
ci si avvale di reazioni caratteristiche che questo elemento dà in presenza di un determinato<br />
reagente.<br />
Il riconoscimento della composizione chimica di un minerale è basato sulla ricerca dei metalli (sodio,<br />
ferro, calcio, rame ecc.) e degli anioni (carbonato, solfato, cloruro ecc.). Non tutte le prove sono<br />
alla portata di un normale laboratorio scolastico e ci si dovrà accontentare di alcuni esempi, che potranno<br />
essere utili per chiarire dubbi o per un primo orientamento.<br />
Uno dei primi problemi da risolvere è che la maggior parte dei minerali è insolubile in acqua, mentre<br />
molti test richiedono la presenza di sostanze in soluzione. In molti casi è sufficiente trattare i minerali<br />
con acido nitrico concentrato a caldo, ma questa procedura è di un certo rischio e va condotta<br />
con cautela.<br />
TRATTAMENTO CON ACIDO NITRICO CONCENTRATO<br />
In una provetta, trattare un campione di minerale della grossezza di uno-due chicchi di riso con poco<br />
acido nitrico concentrato (al massimo 1 mL).<br />
Scaldare su fiamma bunsen, tenendo inclinata la provetta e muovendola dolcemente fino a che non<br />
si svilupperanno vapori bruni di ossido di azoto.<br />
Si deve avere la massima cura di evitare di rivolgere la bocca della provetta verso persone e di toglierla<br />
dal fuoco appena si notano segni di ebollizione tumultuosa.<br />
RICERCA <strong>PER</strong> VIA UMIDA DI ALCUNI METALLI<br />
ARGENTO (Ag): Trattando con sale da cucina (cloruro di sodio) o acido cloridrico diluito si ottiene<br />
un precipitato bianco che lentamente, alla luce, si scurisce.<br />
FERRO (Fe): Trattando con una soluzione di ferricianuro di potassio si ottiene una colorazione azzurro<br />
intenso.<br />
MERCURIO (Hg): Trattando con una soluzione di ioduro di potassio si ottiene un precipitato rosso,<br />
che si ridiscioglie aggiungendo altro ioduro di potassio.<br />
PIOMBO (Pb): Trattando con una soluzione di cromato di potassio si ottiene un precipitato giallo intenso.<br />
RAME: Trattando con ammoniaca in eccesso si ottiene una soluzione di colore azzurro intenso.
SAGGI ALLA FIAMMA <strong>PER</strong> IL RICONOSCIMENTO DI ALCUNI METALLI <strong>PER</strong> VIA SECCA<br />
Con una semplice tecnica è possibile riconoscere la presenza di alcuni metalli semplicemente osservando<br />
il colore emesso della fiamma di un becco bunsen, nella quale siano state immerse piccole<br />
quantità del minerale. I sali, trasformati in cloruri con HCl concentrato per aumentarne la volatilità,<br />
vengono introdotti in una fiamma bunsen mediante un filo di nichelcromo. La fiamma si colora in<br />
modo caratteristico per ogni singolo metallo.<br />
Il metodo permette l’identificazione di litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rame (Cu), calcio (Ca),<br />
stronzio (Sr), bario (Ba).<br />
1. Accendere il bunsen, regolando la fiamma in modo da vedere un evidente cono azzurro centrale.<br />
2. Prelevare, in vetro d’orologio pulito e asciutto, una punta di spatola della sostanza.<br />
3. Immergere il filo di nichelcromo pulito e arroventato sulla fiamma in HCl concentrato. Introdurlo<br />
nella fiamma: se compare qualche colorazione particolare ripetere più volte l’operazione<br />
(HCl e fiamma) fino a scomparsa della colorazione, in modo da ripulire il filo.<br />
4. Con il filo pulito e intinto nell’acido cloridrico, prelevare dal vetro d’orologio una piccolissima<br />
quantità di sostanza.<br />
5. Introdurre il filo nella fiamma del bunsen, dapprima nel cono azzurro (bassa temperatura), quindi<br />
a metà altezza, nel mantello esterno (temperatura massima). Le diverse temperature nelle varie<br />
zone della fiamma consentono di distinguere i sali di diversa volatilità. La separazione dei<br />
toni è più netta e sicura osservando la fiamma attraverso vetro al cobalto.<br />
6. I colori caratteristici di ogni elemento sono riportati nella sottostante tabella.<br />
LITIO rosso carminio SODIO giallo<br />
POTASSIO violetto RAME verde<br />
CALCIO rosso-arancio a sprazzi STRONZIO rosso scarlatto<br />
BARIO verde-giallastro<br />
Per i minerali, un modo più semplice consiste nel bagnare un cristallo con acido cloridrico e immergerlo<br />
nella fiamma con una pinza metallica. I colori della fiamma, ovviamente, sono gli stessi,<br />
ma attenzione alla possibile presenza di impurità superficiali!<br />
RICERCA DI ALCUNI ANIONI<br />
CARBONATI (CO3) : Trattando con acido cloridrico si ottiene un’effervescenza dovuta alla produzione<br />
di anidride carbonica.<br />
SOLFATI (SO4): Trattando con una soluzione di cloruro o nitrato di bario si ottiene un precipitato<br />
bianco di solfato di bario (BaSO4).<br />
CLORURI (Cl): Trattando con una soluzione di nitrato d’argento si ottiene un precipitato bianco di<br />
cloruro d’argento.
<strong>CLASSI</strong>FICAZIONE DEI MINERALI<br />
Da quanto detto nei paragrafi precedenti, è evidente che la classificazione dei minerali si basa su (1)<br />
composizione chimica; (2) forma cristallina. Colore e aspetto non sempre sono indici validi. Quelle<br />
indicate sono le due sole caratteristiche, di solito alla portata solo di laboratori specializzati, che<br />
permettono con certezza di dare un nome a un minerale. La pratica e la conoscenza del proprio ambiente<br />
geomineralogico permette di riconoscere alcune specie, ma l’operazione non è priva di incertezze<br />
e anche i più esperti devono spesso rivolgersi a laboratori universitari.<br />
La classificazione oggi più usata risale al 1957 ed è nota col nome del tedesco H. Strunz. I minerali<br />
vengono riuniti in 9 classi, in base alla composizione chimica:<br />
1) Elementi nativi: si tratta di elementi nel senso chimico (atomi di un solo tipo). Zolfo, rame nativo,<br />
argento, oro, platino, grafite, diamante (gli ultimi due sono entrambi formati dal solo carbonio)<br />
ecc.<br />
2) Solfuri: composti formati da un metallo e zolfo. Pirite (FeS2), galena (PbS) ecc.<br />
3) Alogenuri: formati da un metallo e un elemento del gruppo degli alogeni (cloro Cl, fluoro F,<br />
bromo Br, iodio I). Salgemma NaCl, silvite KCl, fluorite CaF2 ecc.<br />
4) Ossidi: formati da un metallo o non metallo e ossigeno. Quarzo SiO2, ematite Fe2O3 ecc.<br />
5) Nitrati, carbonati e borati, caratterizzati rispettivamente dal fatto di contenere azoto (nitrogenum),<br />
carbonio e boro, oltre a un metallo e ossigeno. Calcite CaCO3, magnesite MgCO3.<br />
6) Solfati e cromati, con zolfo o cromo, ossigeno e un metallo. Gesso CaSO4.2H2O, anidrite CaSO4<br />
ecc.<br />
7) Fosfati e arseniati, con fosforo o arsenico oltre ai soliti ossigeno e metalli. Sono di solito sali di<br />
formula complessa e non sempre costante, tra cui le apatiti.<br />
8) Silicati, contenenti silicio, ossigeno e vari metalli. Sono i più importanti componenti delle rocce<br />
e molto complessi e verranno trattati a parte.<br />
9) Composti organici.<br />
All’interno di ogni classe possono esistere minerali con la stessa composizione chimica ma che,<br />
formandosi in condizioni diverse, hanno forme cristalline diverse: esempi classici sono la calcite e<br />
l’aragonite (entrambe fatte di carbonato di calcio), il diamante e la grafite (entrambi di solo carbonio).
I SILICATI<br />
Sono i componenti fondamentali di tutte le rocce di origine vulcanica e di molte tra le altre (sia sedimentarie<br />
che metamorfiche). Le loro caratteristiche molecolari sono molto importanti per comprenderne<br />
le proprietà fisiche.<br />
Si tratta di una categoria estremamente eterogenea e complessa ed è estremamente difficile riconoscere<br />
le singole specie. Ai nostri scopi, ci si può limitare alla descrizione delle principali sottoclassi.<br />
La caratteristica fondamentale dei silicati è che sono dei polimeri: le loro molecole, talvolta enormi,<br />
sono formate da elementi più semplici, uniti tra loro in numero più o meno<br />
elevato.<br />
L’unità base è un gruppo composto da un atomo di silicio legato a quattro<br />
atomi di ossigeno. Attorno al silicio (in nero nella figura a destra), i quattro<br />
ossigeni (in rosso) si dispongono alla massima distanza possibile: questa<br />
condizione è soddisfatta quando i quattro ossigeni si trovano ai vertici di un<br />
tetraedro (solido geometrico a 4 facce triangolari equilatere, a destra), del<br />
quale il silicio occupa il centro.<br />
I tetraedri possono essere isolati, oppure uniti tra loro con un ossigeno come ponte, nel senso che<br />
ogni ossigeno può essere legato non a uno, ma a due atomi di silicio.<br />
Il numero di combinazioni che si può generare in questo semplice modo è elevatissimo.<br />
Assieme a silicio e ossigeno, nei silicati sono presenti numerosi altri elementi. Il più comune e abbondante<br />
è l’alluminio, che spesso sostituisce in parte il silicio. Molto frequenti sono anche altri<br />
metalli, come ferro, magnesio, potassio, sodio, calcio ecc.<br />
CLASSSIFICAZIONE DEI SILICATI<br />
La classificazione dei minerali silicatici si basa sulla disposizione dei tetraedri di silice, che possono<br />
disporsi nei modi più svariati.<br />
I casi più comuni sono riportati nel seguente schema. Negli schemi gli atomi di ossigeno sono indicati<br />
in verde, quelli di silicio (più piccoli) in rosso.<br />
SILICATI A TETRAEDRI ISOLATI (nesosilicati)<br />
Formano cristalli di forma granulare, ricchi di<br />
metalli come ferro e magnesio. L’esempio più tipico<br />
è l’olivina (destra), uno dei minerali più comuni<br />
nelle rocce basaltiche.<br />
SILICATI A COPPIE DI TETRAEDRI (sorosilicati)<br />
I tetraedri di silice sono uniti per un vertice, vale a<br />
dire che hanno un atomo di ossigeno in comune. Un<br />
esempio è l’epidoto (a destra), un minerale accessorio<br />
delle rocce metamorfiche.
SILICATI AD ANELLO (ciclosilicati)<br />
SILICATI A CATENE SINGO<strong>LE</strong> (inosilicati: pirosséni)<br />
I tetraedri di silice formano anelli chiusi, mettendo<br />
in comune ognuno due atomi di ossigeno. Un<br />
esempio è la tormalina (destra).<br />
Formano catene allungate indefinitamente, nelle quali i tetraedri mettono<br />
in comune due ossigeni con i vicini. Appartengono a questo tipo i<br />
pirosséni come il diopside (destra), importanti componenti delle rocce<br />
magmatiche.<br />
SILICATI A CATENA DOPPIA (inosilicati: anfiboli)<br />
Sono formati da due catene di tetraedri unite alternativamente per i vertici. Gli anfiboli sono importanti<br />
costituenti delle rocce magmatiche.
SILICATI A PIANI (fillosilicati)<br />
I tetraedri si uniscono per tre vertici su un piano, mentre il quarto vertice resta libero sopra o sotto il<br />
piano. Il risultato è una struttura a lamine tenute insieme da strati di ioni metallici (potassio, sodio,<br />
calcio ecc. L’aspetto del minerale è spesso fogliettato, facilmente suddivisibile in sottilissimi strati<br />
traslucidi. Un esempio è rappresentato dalla biotite (in basso a destra), componente fondamentale di<br />
molte rocce.<br />
SILICATI A RETICOLO TRIDIMENSIONA<strong>LE</strong> (tectosilicati)<br />
Si formano quando tutti i vertici di ogni tetraedro si<br />
uniscono tra loro a formare un unico enorme reticolo<br />
cristallino. Se tutti i tetraedri sono uguali (1 atomo di<br />
silicio, 4 di ossigeno), allora nel reticolo non c’è spazio<br />
per altri elementi e si forma il quarzo (foto di apertura<br />
del capitolo).<br />
Il reticolo del quarzo è difficilmente rappresentabile<br />
sulla carta, proprio perché tridimensionale.<br />
Nell’immagine a destra si vede una piccola porzione<br />
di questo reticolo, con il silicio in nero e gli ossigeni<br />
in rosso.
Il quarzo, oltre a essere il ben noto “cristallo di rocca”, è un<br />
componente fondamentale di molte rocce magmatiche come<br />
ad esempio il granito.<br />
Nel caso in cui parte del silicio venga sostituito<br />
dall’alluminio, per ragioni chimiche che sarebbe complicato<br />
spiegare ora, si “rendono liberi dei posti” per diversi metalli<br />
come il potassio, il sodio o il calcio. Anche tra questi minerali<br />
vi sono componenti fondamentali delle rocce. In quelle magmatiche,<br />
ad esempio, sono molto comuni i feldspati come<br />
l’ortoclasio (figura a sinistra) e i plagioclasi.<br />
MUSEI MINERALOGICI DEL VENETO E DEL TRENTINO-ALTO ADIGE<br />
MUSEO DI MINERALOGIA E PETROLOGIA DELL’UNIVERSITÀ DI PADOVA. Dipartimento di Mineralogia<br />
e Petrologia, Corso garibaldi 37. Tel. 049 8272000, Aperto su richiesta.<br />
http://www.unipd.it/musei/mineralogia/<br />
MUSEO CIVICO “G. ZANNATO” DI MONTECCHIO MAGGIORE (VI). Piazza Marconi, 15, CAP 36075<br />
Montecchio Maggiore. Tel. 0444 492565. Aperto la domenica mattina (tranne il mese di agosto)<br />
dalle 9.30 alle 12.30, e durante la settimana previo contatto telefonico. Nella sala gemmologica sono<br />
raccolte oltre 300 gemme ottenute esclusivamente da materiali raccolti nel vicentino.<br />
http://www.ascom.vi.it/musei/mom01.htm<br />
MUSEO CIVICO DI STORIA NATURA<strong>LE</strong> DI VERONA. Palazzo Pompei, Lungadige di Porta Vittoria, 9,<br />
Verona. Tel 045 8079400. Aperto dal lunedì al sabato dalle 9 alle 19.00; chiuso il venerdì; domenica<br />
aperto dalle 14 alle 19.<br />
http://www.museostorianaturaleverona.it/<br />
MUSEO GEOPA<strong>LE</strong>ONTOLOGICO CAVA BOMBA. Via Bomba, Cinto Euganeo (PD). Tel 0429 647166.<br />
Orario invernale:sabato dalle 14.00 alle 18.00, domenica e festivi dalle 9.00 alle 13.00 e dalle 14.00<br />
alle 18.00.Orario estivo:sabato dalle 15.00 alle 19.00, domenica e festivi dalle 10.00 alle 13.00 e<br />
dalle 14.00 alle 19.00.Da martedì a venerdì su prenotazione per gruppi e scolaresche. La collezione<br />
donata nel 1989 dal naturalista Delmo Veronese fornisce un panorama esauriente della mineralogia<br />
genetica (che riguarda, cioè, la formazione dei minerali.<br />
MUSEO NATURALISTICO “OLIMPIA <strong>PER</strong>INI” DI BORCA DI CADORE (BL). Via Roma, 70, CAP 32040,<br />
Borca di Cadore (BL). Tel. 0435 482015. Aperto da martedì a sabato dalle 9.00 alle 12.00 e dalle<br />
15.00 alle 18.00; domenica dalle 9.00 alle 12.00.<br />
MUSEO CIVICO DI GEOLOGIA E ETNOGRAFIA DI PREDAZZO (TN). Piazza SS. Filippo e Giacomi 1,<br />
CAP 38037 Predazzo (TN). Tel. 0462 502392. Quest'area è famosa, fin dal Settecento, per i minerali<br />
e i ritrovamenti fossili; tuttora è meta di collezionisti e studiosi di tutto il mondo. Per altre informazioni<br />
sulle iniziative del Museo e degli altri enti del territorio ci si può rivolgere all'Azienda Provinciale<br />
per il Turismo: info.predazzo@aptfiemme.tn.it.<br />
MUSEO MINERALOGICO <strong>DELLA</strong> VAL<strong>LE</strong> AURINA. San Giovanni (St. Johann) 3, CAP 39030 Valle Aurina/Ahrntal<br />
(BZ). Tel. 0474 652145. Da aprile a fine ottobre aperto tutti i giorni dalle 9.30 alle<br />
12.00 e dalle 15.00 alle 18.30; da novembre a fine marzo aperto tutti i giorni dalle 15.00 alle 18.00.
Nel museo sono esposti circa 750 esemplari di minerali, e una sezione multimediale ne racconta la<br />
formazione, la raccolta e la lavorazione.<br />
http://www.museo-mineralogico.it/<br />
MUSEO DI <strong>SCIENZE</strong> NATURALI DI BOLZANO. Via Bottai, 1 - Bindergasse 1 CAP 39100. Tel. 0471<br />
412960. Aperto dalle 10.00 alle 18.00 da martedì a domenica. Chiuso il lunedì. Al primo piano sono<br />
esposti esemplari di strati metalliferi delle rocce metamorfiche delle Alpi orientali, cristalli e altri<br />
reperti.<br />
http://www.naturmuseum.it<br />
MUSEO MINERALOGICO DI TISO (TEIS) (BZ). Casa delle associazioni, CAP 39040 Tiso/Teis. Tel<br />
0472 844522 (Associazione Turistica). Aperto dall' 21 aprile al 3 novembre martedì, mercoledì,<br />
giovedì dalle 10.00 alle 12.00 e dalle 14.00 alle 16.00; sabato e domenica dalle 14.00 alle 17.00. Visite<br />
guidate su appuntamento. Dovuto all'iniziativa del collezionista Paul Fischnaller il Museo espone<br />
minerali e cristalli provenienti dall'Alto Adige o da altre zone alpine. Sono esposti numerosi geodi<br />
(cavità di roccia sulle cui pareti sono cresciuti cristalli) e amigdale di agata; negli esemplari di<br />
geode esposti, di diametro fino a 20 centimetri, sono racchiusi fino a sette differenti minerali, tra cui<br />
l`ametista e i cristalli di quarzo.<br />
http://www.mineralienmuseum-teis.it/
APPENDICE: ALCUNI E<strong>LE</strong>MENTI DI CHIMICA<br />
La chimica è la disciplina che studia la materia e le sue trasformazioni. Per materia s’intende ogni<br />
cosa che ha una massa e occupa un volume; le trasformazioni sono quelle che coinvolgono un cambiamento<br />
del tipo di sostanza. Ad esempio, un pezzo di ferro che si ossida, diventando ruggine, subisce<br />
una trasformazione chimica.<br />
E<strong>LE</strong>MENTI, MISCUGLI E COMPOSTI<br />
Una sostanza è una porzione omogenea di materia: l’aria, l’acqua distillata, l’acqua di mare, il sale<br />
da cucina, l’acciaio, l’idrogeno usato per gonfiare i palloncini.<br />
Alcune sostanze possono essere separate semplicemente con metodi fisici: facendo evaporare<br />
l’acqua di mare si ottengono acqua e sale; raffreddando l’aria a sufficienza e distillandola si può separare<br />
l’ossigeno dall’azoto ecc. Sostanze come l’acqua di mare o l’aria si chiamano miscugli.<br />
L’acqua pura non può essere separata nei suoi costituenti, ossigeno e idrogeno, per semplice riscaldamento:<br />
occorrono metodi più drastici, che comportino la trasformazione del tipo di sostanza: dopo<br />
la separazione l’acqua non è più acqua. Le sostanze come l’acqua si chiamano composti.<br />
Infine, esistono sostanze, come l’ossigeno, l’idrogeno, il rame, l’oro, che non possono essere ulteriormente<br />
separate con nessun metodo fisico o chimico: sono le sostanze fondamentali, che chiamiamo<br />
elementi.<br />
Ogni elemento ha un simbolo di una o due lettere (solo la prima va scritta maiuscola): importanti<br />
per lo studio di quest’anno saranno l’idrogeno (H), l’ossigeno (O), il silicio (Si), il carbonio (C), il<br />
calcio (Ca), il sodio (Na), il potassio (K), il ferro (Fe), il cloro (Cl), lo zolfo (S) e pochi altri. Simboli<br />
e alcune caratteristiche possono essere ricavati dalla tavola periodica degli elementi.<br />
ATOMI, MO<strong>LE</strong>CO<strong>LE</strong> E IONI<br />
L’atomo è la particella fondamentale degli elementi: ogni elemento<br />
è formato da atomi uguali, mentre due elementi distinti hanno atomi<br />
differenti. Come tutti sanno, nemmeno l’atomo è indivisibile: lo si<br />
può infatti scindere fino alle sue particelle subatomiche, che sono<br />
uguali per tutti gli atomi: protoni, neutroni ed elettroni. Ovviamente,<br />
una volta scisso, un atomo non è più tale e non fa quindi più parte<br />
dell’elemento di prima.<br />
Gli atomi non sono quasi mai isolati: tendono a riunirsi in gruppi,<br />
grazie a legami chimici. In molti casi si formano così le molecole,<br />
come quella dell’acqua, in cui a un atomo di ossigeno (O) sono legati<br />
due (e solo due) atomi d’idrogeno (H). Il risultato di<br />
quest’unione è una molecola d’acqua, schematizzabile con la formula H2O. I composti sono quindi<br />
quelle sostanze che hanno molecole tutte uguali tra loro, ma ognuna formata da atomi di diverso tipo.<br />
Per separare un composto nei suoi elementi occorre rompere i legami<br />
chimici: per questo è così difficile scindere l’acqua in idrogeno e<br />
ossigeno.<br />
Anche negli elementi si formano legami tra gli atomi e quindi molecole,<br />
ma gli atomi sono tutti dello stesso tipo.<br />
Un miscuglio è invece una sostanza formata da molecole diverse:<br />
l’acqua zuccherata contiene molecole d’acqua e molecole di zucchero<br />
mescolate tra loro. Per dividere l’acqua dallo zucchero è sufficiente separare<br />
le molecole, il che può essere ottenuto con poco sforzo, ad esempio<br />
facendo evaporare l’acqua.
Normalmente si pensa che gli atomi abbiano sempre un numero di elettroni pari a quello di protoni:<br />
poiché gli elettroni sono carichi negativamente e i protoni positivamente, un’uguaglianza tra le due<br />
particelle neutralizza la carica complessiva dell’atomo. Tuttavia, non sempre è così: spesso gli atomi<br />
perdono elettroni o ne acquistano di soprannumerari. Nel primo caso (perdita di elettroni) gli elettroni<br />
rimasti sono meno numerosi dei protoni: la carica totale è positiva (+). Nel secondo caso,<br />
quando gli elettroni superano numericamente i protoni, la carica totale è negativa (-). In entrambi i<br />
casi gli atomi non sono neutri, ma carichi e prendono il nome di ioni. Più precisamente, uno ione<br />
positivo è detto catione, uno ione negativo anione.<br />
Ad esempio, nel comune sale da cucina (cloruro di sodio) il sodio è, in effetti, un catione (Na + ),<br />
mentre il cloro è un anione (Cl - ). I due ioni restano legati grazie alla forza attrattiva dovuta alla loro<br />
opposta carica.<br />
GLI E<strong>LE</strong>TTRONI E <strong>LE</strong> PROPRIETA’ CHIMICHE DEGLI E<strong>LE</strong>MENTI<br />
Un atomo è spesso raffigurato come una sfera centrale (il nucleo) attorno<br />
alla quale ruotano gli elettroni, ognuno sulla propria orbita. La<br />
realtà non è esattamente questa. Per motivi che saranno meglio spiegati<br />
negli anni successivi 1 , gli elettroni si dispongono intorno al nucleo<br />
formando degli strati o livelli. Nel primo livello elettronico possono<br />
prender posto solo 2 elettroni, nei successivi (per semplicità) 8.<br />
Quindi gli otto elettroni dell’ossigeno si disporranno così: 2 nel primo<br />
livello e i restanti 6 nel secondo, che sarà quindi incompleto. I 12 elettroni<br />
del calcio si disporranno 2 nel primo livello, 8 nel secondo e<br />
due soli, l’undicesimo e il dodicesimo, nel terzo.<br />
Il comportamento chimico degli elementi, cioè “cosa fanno” se<br />
vengono a contatto con altri, dipende quasi esclusivamente dal<br />
numero di elettroni nel livello più esterno: nei due casi prima<br />
citati, 6 per l’ossigeno e 2 per il calcio.<br />
Si è visto che alcuni elementi, i gas nobili (elio, argo, neon,<br />
kripton, xenon, radon) non hanno tendenza a reagire tra loro né<br />
con gli altri: sono chimicamente inerti. In comune a tutti loro<br />
c’è che il loro livello esterno è sempre completo: 2 elettroni per<br />
l’elio, 8 per tutti gli altri. In qualche modo, è questa la causa della loro stabilità.<br />
Tutti gli altri elementi “cercano di diventare come loro”: acquistando o cedendo un dato numero di<br />
elettroni, possono ritrovarsi con il livello più esterno completo. L’ossigeno, che ha già 6 elettroni,<br />
acquistandone 2 da qualche parte potrà arrivare a completare il livello più esterno (il secondo). Il<br />
calcio, che ne ha 2 soli nel terzo livello, cedendoli potrà avere anche lui il livello più esterno completo<br />
(ovviamente sarà il secondo livello). Dovrebbe essere abbastanza facile “mettere d’accordo”<br />
ossigeno e calcio, in modo che entrambi si ritrovino col livello esterno completo…<br />
I <strong>LE</strong>GAMI CHIMICI<br />
Quest’accordo si trova con lo scambio o la condivisione degli elettroni dei livelli incompleti più esterni.<br />
Un “effetto collaterale” di questo scambio è la formazione dei legami chimici, forze che tengono<br />
insieme due o più atomi.<br />
I principali tipi di legame tra atomi sono due: il legame ionico e il legame covalente.<br />
Il legame ionico si forma tra due atomi, uno dei quali ha uno o pochi elettroni esterni, mentre l’altro<br />
ne ha molti (cioè glie ne mancano pochi per completare il livello). Un esempio è quello di sodio (1<br />
elettrone esterno) e cloro (7 elettroni esterni), che formano il noto cloruro di sodio o sale da cucina<br />
1 Per chi ci arriverà.
(NaCl). Il sodio può rimanere col livello più esterno completo cedendo l’unico elettrone al cloro, al<br />
quale ne manca proprio uno. Il cloro, acquistando un elettrone (che è negativo), diventa carico negativamente,<br />
mentre il sodio, che lo perde, diventa carico positivamente.<br />
Entrambi diventano quindi ioni: poiché la loro carica è<br />
opposta, essi si attrarranno. Questa forza è il legame ionico.<br />
Il legame covalente, invece, si forma tra due atomi che hanno<br />
quasi numerosi elettroni nel livello più esterno o, meglio, ai quali<br />
ne mancano pochi per completarlo. Il cloro, ad esempio, ha sette<br />
elettroni esterni. Due atomi di cloro possono così mettere in comune<br />
ognuno un elettrone: in questo modo, entrambi avranno otto<br />
elettroni nel livello<br />
esterno: i<br />
sette propri più<br />
quello messo in<br />
comune dall’altro<br />
atomo di cloro.<br />
Lo stesso vale per l’idrogeno, al quale manca un solo<br />
elettrone per completare il primo livello che ne<br />
contiene solo due, ma anche per un atomo d’idrogeno che si lega a uno di fluoro, formando HF (acido<br />
fluoridrico), oppure a due atomi d’idrogeno che, nell’acqua, si<br />
legano a un ossigeno, al quale mancano proprio due elettroni per<br />
completare il proprio<br />
ottetto e così via. Gli<br />
altri due esempi nella<br />
figura a lato si riferiscono<br />
all’ammoniaca<br />
(NH3) e al metano<br />
(CH4).<br />
L’unione di più atomi grazie a legami covalenti forma dei gruppi<br />
chiusi chiamati molecole.<br />
I <strong>LE</strong>GAMI INTERMO<strong>LE</strong>COLARI<br />
I legami visti finora, in particolare quelli covalenti, sono detti legami atomici o intramolecolari:<br />
tengono cioè insieme gli atomi della stessa molecola. Anche le molecole possono essere tenute insieme<br />
da particolari forze, che si chiamano legami intermolecolari. Questi legami sono sempre molto<br />
più deboli di quelli intramolecolari: è molto più facile rompere i legami tra molecole che quelli<br />
interni alla molecola. Tuttavia, la loro importanza è molto grande.<br />
I legami intermolecolari possono essere semplici forze attrattive tra cariche<br />
opposte. Nelle molecole, non sempre le cariche sono uniformemente<br />
distribuite: spesso gli elettroni si addensano in certe zone piuttosto che in<br />
altre. Si hanno cioè delle regioni in cui prevalgono le cariche negative e<br />
altre in cui queste scarseggiano. Le regioni negative di una molecola possono<br />
attrarre le regioni positive<br />
di un’altra, con una forza che<br />
tiene unite le due molecole.<br />
I legami intermolecolari influiscono<br />
su due importanti proprietà:<br />
la miscibilità o solubilità e lo<br />
stato fisico. La prima (fig. a destra) è la capacità di due<br />
sostanze di formare miscugli omogenei (di “mescolarsi
intimamente”); l’acqua e sale contrapposta all’acqua e olio. La miscibilità dipende dalla somiglianza<br />
dei legami intermolecolari formati dalle due molecole delle due sostanze (il simile scioglie il simile).<br />
Lo stato fisico, solido, liquido o aeriforme, dipende pure dalla forza dei legami: nei solidi le molecole<br />
sono strettamente legate, mentre negli aeriformi sono completamente libere e possono quindi<br />
muoversi in tutto lo spazio a disposizione. Aumentando la temperatura, i legami s’indeboliscono e<br />
le sostanze passano di stato: fondono o evaporano.