SCIENZE DELLA TERRA PER LE CLASSI PRIME Sonia Marchioro ...

SCIENZE DELLA TERRA PER LE CLASSI PRIME
Sonia Marchioro, Silvio Scortegagna
I MINERALI
Il termine minerale evoca immagini di preziosi solidi di forma geometrica
regolare, incolori come il diamante o colorati, trasparenti o di aspetto metallico,
estratti nelle viscere della Terra da minatori possibilmente nani e
in gruppi di sette.
Una definizione meno romantica, ma più scientifica, è la seguente:
MINERALE: SOLIDO INORGANICO NATURALE CARATTERIZZATO DA UNA DE-
FINITA COMPOSIZIONE CHIMICA E DA UNA SPECIFICA DISPOSIZIONE DEGLI
ATOMI CHE LO COSTITUISCONO.
Quindi, un minerale è caratterizzato da:
COMPOSIZIONE CHIMICA: data dal tipo di atomi che lo formano e dal loro rapporto numerico. Ad ogni
minerale è attribuibile una formula chimica: ad esempio, il salgemma è formato da sodio e cloro
in rapporto 1:1 (un atomo di sodio per ogni atomo di cloro: formula NaCl), il quarzo da silicio e ossigeno
in rapporto 1:2 (un atomo di silicio per ogni due atomi di ossigeno: SiO2), la biotite da potassio,
magnesio, ferro, silicio, ossigeno e idrogeno: K(Mg,Fe)3Si3O10(OH)2.
FORMA CRISTALLINA: ogni minerale, lasciato crescere liberamente, tende ad assumere una forma
cristallina macroscopica, cui corrisponde uno specifico habitus
geometrico. Tale regolarità esterna deriva da una disposizione
regolare degli atomi che compongono la sostanza. Ad esempio,
il salgemma cristallizza sotto forma di cubi. Anche la disposizione
degli atomi di sodio e di cloro è cubica, nel senso che le
particelle si dispongono ai vertici di microscopici cubetti (ved.
figura a fianco). Non sempre la forma del cristallo è uguale a
quella del reticolo.
E’ importante notare che gli atomi assumono spontaneamente
le posizioni nei reticoli cristallini, e che nessuno interviene per
sistemarli; analogamente, i cristalli assumono da soli la loro
forma geometrica e non è il “produttore” a levigarne le superfici.
Anzi, la regolare disposizione delle particelle è la fondamentale caratteristica dello stato solido:
se un materiale ha l’aspetto di solido, ma una disposizione irregolare delle particelle che lo formano,
a rigore deve essere considerato un liquido. Il vetro è un esempio: pur essendo formato da silicio
e ossigeno come il quarzo, poiché le sue particelle solidificano velocemente non riescono a disporsi
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
E’ facile dimostrare la spontaneità del fenomeno: basta preparare alcuni cristalli a partire da soluzioni
acquose di sali facilmente reperibili, come il solfato rameico (il comune antiparassitario per le
viti) o l’allume di rocca, venduto come disinfettante.
MANINE SANTE: FORMAZIONE DI CRISTALLI DA SOLUZIONI ACQUOSE
OBIETTIVI: si vuole osservare la formazione di cristalli di un sale da una sua soluzione acquosa satura.
Vetrini portaoggetto e coprioggetto
Microscopio
Solfato di rame: CuSO4 . 5 H2O
Allume potassico (alluminio potassio solfato): KAl(SO4)2 . 12 H2O
Acqua distillata
• Versare in una provetta due spatoline di uno dei sali a disposizione. Aggiungete acqua distillata
fino a riempire per circa 1/5 le provette. Tappare ed agitare. Il sale si è completamente sciolto?
• Aggiungere altre piccole quantità dello stesso sale, sempre agitando con l'agitatore in vetro, finché
un po’ di residuo salino sia ben visibile.
• Scaldare un becher da 250 ml pieno per metà d’acqua, usando una fiamma bunsen. Immergete
le provette a bagno. Aumentando la temperatura, si scioglie il residuo che era sul fondo?
• Riportare a saturazione la soluzione, aggiungendo piccole quantità di sale finché non se ne scioglie
più.
• Versare sul vetrino portaoggetti alcune gocce della soluzione. Coprire col vetrino coprioggetto.
• Osservare il vetrino al microscopio con l'obiettivo più piccolo. Una volta messo a fuoco osservare
il formarsi dei cristalli. Che cosa avviene durante l'accrescimento dei cristalli? Cambia la
forma o solo le dimensioni?
• Disegnare un cristallo tipico, cercando di rispettare i rapporti tra le dimensioni e soprattutto gli
angoli tra le facce.
• Ripetere le operazioni con l’altro sale.
La spiegazione del “soprannaturale” fenomeno della crescita regolare dei cristalli senza gioielliere
magico è abbastanza semplice: una volta formata la prima cella cristallina, formata da un piccolo
numero di particelle, il cristallo si accresce mantenendo la propria forma geometrica perché le successive
particelle che si aggiungono hanno la stessa probabilità di fissarsi in qualsiasi punto di qualunque
faccia del cristallo. Il numero altissimo di particelle fa sì che la crescita sia omogenea.

TECNICHE PER L’IDENTIFICAZIONE DI ALCUNI MINERALI
Per la corretta determinazione di un minerale è indispensabile l’appoggio di un laboratorio specializzato.
Tuttavia, è possibile in prima istanza riconoscere alcuni semplici minerali effettuando semplici
prove od osservazioni alla portata di tutti.
Per chi fosse interessato ad approfondire l’argomento, un utile appoggio può venire dal GRUPPO
MINERALOGICO SCLEDENSE, che ha lo scopo di promuovere e diffondere lo studio della mineralogia.
Ha sede presso la Scuola Media “Maraschin” di Via dei Boldù (Schio). Tel. 0445/660102, riunioni
il II e IV venerdì del mese.
Il Gruppo ha allestito un sentiero mineralogico con partenza da Ponte Capre di Torrebelvicino. La
guida può essere richiesta presso la sede della Comunità Montana Leogra-Timonchio di Schio, Largo
Fusinelle.
Tra i numerosi libri che trattano di minerali, è di particolare interesse e utilità per ricerche nella nostra
zona:
Boscardin M., De Zen L., Zordan A., 1989 – I minerali della Val Leogra e della Val d’Astico nel
Vicentino. Cassa Rurale di Monte Magrè, grafiche Marcolin, Schio.
COLORE
CARATTERISTICHE FISICHE
Nonostante sia un carattere molto appariscente, è di solito di limitata importanza diagnostica. Il colore
può dipendere, oltre che dalla composizione chimica e dalla disposizione degli atomi nel reticolo,
anche da tracce di altri elementi o da imperfezioni reticolari. Ad es., il quarzo può essere incolore
(ialino), bianco (latteo), giallo (citrino), violetto (ametista), rosa, nero (morione), rosso, ecc. In
altri casi il colore è più stabile (ad es., la pirite è sempre giallo oro).
LUCENTEZZA
E’ una caratteristica complessa e difficilmente definibile che dipende da più fattori, come l’indice di
rifrazione, la capacità di dispersione della luce, la densità ottica, la rugosità superficiale ecc. La lucentezza
non può essere misurata, ma solo stimata e indicata coi seguenti termini:
• Opaca: superfici non riflettenti
• Grassa (oleosa): superfici poco riflettenti, più o meno come una fetta di lardo scaldato.
• Terrosa: con aspetto polveroso, di terra (es. ocra).
• Perlacea: come madreperla (es. opale).
• Vitrea: superfici riflettenti, più o meno come il vetro (es. calcite)
• Resinosa: superfici riflettenti, ma non molto lucide, come la resina (es. ambra, zolfo).
• Adamantina: superfici fortemente riflettenti e spesso in grado di scomporre la luce nei colori
fondamentali (es. diamante).
• Metallica: superfici riflettenti, con aspetto metallico (es. oro, pirite).

DUREZZA
Col termine durezza non si intende la resistenza agli urti, ma alla scalfittura: strofinando con forza
due materiali l’uno sull’altro, quello più duro lascerà un solco su quello più tenero.
Per misurare con precisione la durezza di un minerale è necessario
effettuare una prova comparativa con minerali campione di durezza
nota, tra i quali quelli che formano la scala di Mohs:
1) Talco; 2) Gesso; 3) Calcite; 4) Fluorite; 5) Apatite; 6) Ortoclasio;
7) Quarzo; 8) Topazio; 9) Corindone; 10) Diamante.
Un minerale che scalfisce la calcite, ma viene scalfito dalla fluorite
avrà durezza intermedia tra queste due (3,5).
In assenza di una scala di riferimento completa, è possibile
effettuare stime approssimative utilizzando l’unghia (durezza
2,5), l’acciaio o il vetro (entrambi durezza 5,5). E’
quindi sufficiente strofinare con forza un campione di minerale
su un vetrino o su una lama e osservare il formarsi o
meno di una scalfittura. E’ così possibile risolvere alcuni casi comuni, come distinguere il quarzo
(dur. 7: riga l’acciaio) dalla calcite (3: no) o il gesso (2: è rigato dall’unghia) dalla calcite (3: no).
SFALDATURA
Colpendo il minerale con un martello e un po’
di fortuna è possibile osservare se la frattura
forma facce piane oppure no. Nel primo caso
si parla di sfaldatura e le facce piane ottenute
si chiamano piani di sfaldatura. Ad esempio, il
salgemma si sfalda bene formando piani tra
loro perpendicolari, mentre il quarzo non si
sfalda (frattura concoide).
La sfaldatura è la proprietà che presentano alcune
specie di minerali di rompersi preferibilmente in
certe direzioni. Questa caratteristica è dovuta alla
loro struttura cristallina: i legami tra strati di atomi
allineati in una certa direzione sono più deboli che i
legami in altre direzioni quindi le rotture avvengono
lungo facce piane parallele a queste zone più
deboli. Alcune specie presentano una sola direzione
di sfaldatura ma possono esservene anche due,
tre quattro o addirittura sei.

STRISCIA SU PORCELLANA
Strofinando il campione su piastra di porcellana (ad es. il fondo
di un mortaio da laboratorio) si può formare una traccia di polvere,
il cui colore non è sempre uguale a quello del minerale di
partenza ed è spesso un carattere importante per il riconoscimento.
Soprattutto i minerali con lucentezza metallica formano
una striscia di colore nettamente diverso dal loro: la pirite gialla
ha una striscia nero-verde, l'ematite nera una striscia rosso ciliegia,
la wolframite nera una striscia bruna, la cassiterite nera
una striscia quasi incolore.
DENSITA’
E’ data dal rapporto tra massa e volume di una sostanza. Lo strumento per la sua misura è il picnometro,
ma si può utilizzare anche un comune matraccio tarato o un cilindro graduato. Il metodo più
semplice è quello “delle tre pesate”:
1. Portare a volume il cilindro o matraccio con acqua deionizzata. Pesare (P1).
2. Introdurre il minerale, in quantità tale da non far traboccare l’acqua. Pesare (P2).
3. Estrarre l’acqua che supera la tacca con una pipetta, avendo cura di riportare il liquido al livello.
Pesare (P3).
4. Calcolare la densità con la seguente formula: d [g/cm 3 ] = (P2 – P1)/(P2 – P3)
La differenza (P2 – P1) dà, ovviamente, la massa del campione di minerale. La differenza (P2 –
P3) dà la massa dell’acqua estratta, il cui volume corrisponde a quello del campione introdotto.
Poiché la densità dell’acqua è 1 g/cm 3 , il valore numerico della massa corrisponde a quello del volume
del minerale.

CARATTERISTICHE FISICHE DEI PIU’ COMUNI MINERALI
In questa tabella vengono riassunte alcune caratteristiche fisiche di alcuni minerali, molti dei quali
rinvenibili nel Vicentino. La tabella può essere un ausilio per la determinazione, associata a saggi
chimici, cristallografici o, più semplicemente ma approssimativamente, a uno dei numerosissimi atlanti
disponibili nelle biblioteche o in Internet.
MINERALE COLORI PIU’FREQ. LUCENT. DUR. DENS. STRISCIA
Apatite Variabile Vetrosa 5 3,1-3,2 Bianca
Aragonite Bianco, giallastro ecc. Vetrosa 4 2,9-3,0 Bianca
Azzurrite Blu Vetrosa 3,5-4 3,8 Azzurra
Barite Bianco, grigio Vetrosa 3-3,5 4,3-4,6 Bianca
Biotite Nero, bruno Vetrosa/ metal- 2,5-3 2,8-3,4 Rosso-bruno
lica
Calcite Bianco, rosato Vetrosa 3 2,7 Bianca
Calcopirite Giallo oro Metallica 3,5-4 4,1-4,3 Nero-verdastra
Caolinite Bianco Opaca 1-3 2,6 Bianca
Cianite Azzurro Vetrosa 5-7 3,7 Bianca
Clorite Verde Vetrosa/ metal- 2-2,5 2,7-2,9 Bianca-verdastra
lica
Corindone Variabile Vetrosa 9 4,0-4,1 Bianca
Crisocolla Azzurro, verde Vetrosa/ opaca 2-4 2-2,3 Bianca
Dolomite Rosa Vetrosa 3,5-4 2,8-3,0 Bianca
Ematite Nero, rosso Metallica/ ter- 6,5 5,3 Rosso mattone
rosa
Feldspato Bianco, rosa Vetrosa/ opaca 6 2,5-2,9 Bianca
Fluorite Viola, rosa Vetrosa 4 3,2 Bianca
Galena Grigio piombo Metallica 2,5 7,5-7,6 Grigio piombo
Gesso Bianco, incolore Vetrosa 2 2,3 Bianca
Granato Rosso Vetrosa 6,5-7,5 3,2-4,3 Bianca
Limonite Giallo ocra, rosso mattone Terrosa 5 3,6-4,0 Bruno-gialla
Magnesite Bianco, rosa Vetrosa 3,5-5 3,0-3,1 Bianca
Magnetite Grigio-nero Metallica 6 5,2 Nera
Malachite Verde Vetrosa 3,5-4 3,6-4,0 Verde chiaro
Marcasite Giallo oro Metallica 6-6,5 4,9 Nero-verdastra
Muscovite Grigio Metallica/ ve- 2-2,5 2,8-2,9 Bianca
trosa
Natrolite Bianco Vetrosa 5-5,5 2,2-2,3 Bianca
Orneblenda Grigio Vetrosa 5-6 3,0-3,4 Grigio chiaro
Ortoclasio Bianco, rosa Vetrosa 6 2,5-2,6 Bianca
Pirite Giallo oro Metallica 6-6,5 5,0 Nero-verdastra
Quarzo Molto variabile Vetrosa 7 2,65 Bianca
Salgemma Bianco, roseo, giallo Vetrosa 2,5 2,2 Bianca
Serpentino Verde Cerosa 2-5 2,5-2,6 Bianca
Zolfo Giallo vivo Resinosa 1,5-2,5 2,07 Bianca

SEMPLICI SAGGI CHIMICI PER IL RICONOSCIMENTO DI ALCUNI MINERALI
Per stabilire la natura di un minerale è spesso indispensabile determinare la sua composizione chimica,
cioè individuare gli elementi chimici contenuti. Per riconoscere la presenza di un dato elemento
ci si avvale di reazioni caratteristiche che questo elemento dà in presenza di un determinato
reagente.
Il riconoscimento della composizione chimica di un minerale è basato sulla ricerca dei metalli (sodio,
ferro, calcio, rame ecc.) e degli anioni (carbonato, solfato, cloruro ecc.). Non tutte le prove sono
alla portata di un normale laboratorio scolastico e ci si dovrà accontentare di alcuni esempi, che potranno
essere utili per chiarire dubbi o per un primo orientamento.
Uno dei primi problemi da risolvere è che la maggior parte dei minerali è insolubile in acqua, mentre
molti test richiedono la presenza di sostanze in soluzione. In molti casi è sufficiente trattare i minerali
con acido nitrico concentrato a caldo, ma questa procedura è di un certo rischio e va condotta
con cautela.
TRATTAMENTO CON ACIDO NITRICO CONCENTRATO
In una provetta, trattare un campione di minerale della grossezza di uno-due chicchi di riso con poco
acido nitrico concentrato (al massimo 1 mL).
Scaldare su fiamma bunsen, tenendo inclinata la provetta e muovendola dolcemente fino a che non
si svilupperanno vapori bruni di ossido di azoto.
Si deve avere la massima cura di evitare di rivolgere la bocca della provetta verso persone e di toglierla
dal fuoco appena si notano segni di ebollizione tumultuosa.
RICERCA PER VIA UMIDA DI ALCUNI METALLI
ARGENTO (Ag): Trattando con sale da cucina (cloruro di sodio) o acido cloridrico diluito si ottiene
un precipitato bianco che lentamente, alla luce, si scurisce.
FERRO (Fe): Trattando con una soluzione di ferricianuro di potassio si ottiene una colorazione azzurro
intenso.
MERCURIO (Hg): Trattando con una soluzione di ioduro di potassio si ottiene un precipitato rosso,
che si ridiscioglie aggiungendo altro ioduro di potassio.
PIOMBO (Pb): Trattando con una soluzione di cromato di potassio si ottiene un precipitato giallo intenso.
RAME: Trattando con ammoniaca in eccesso si ottiene una soluzione di colore azzurro intenso.

SAGGI ALLA FIAMMA PER IL RICONOSCIMENTO DI ALCUNI METALLI PER VIA SECCA
Con una semplice tecnica è possibile riconoscere la presenza di alcuni metalli semplicemente osservando
il colore emesso della fiamma di un becco bunsen, nella quale siano state immerse piccole
quantità del minerale. I sali, trasformati in cloruri con HCl concentrato per aumentarne la volatilità,
vengono introdotti in una fiamma bunsen mediante un filo di nichelcromo. La fiamma si colora in
modo caratteristico per ogni singolo metallo.
Il metodo permette l’identificazione di litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rame (Cu), calcio (Ca),
stronzio (Sr), bario (Ba).
1. Accendere il bunsen, regolando la fiamma in modo da vedere un evidente cono azzurro centrale.
2. Prelevare, in vetro d’orologio pulito e asciutto, una punta di spatola della sostanza.
3. Immergere il filo di nichelcromo pulito e arroventato sulla fiamma in HCl concentrato. Introdurlo
nella fiamma: se compare qualche colorazione particolare ripetere più volte l’operazione
(HCl e fiamma) fino a scomparsa della colorazione, in modo da ripulire il filo.
4. Con il filo pulito e intinto nell’acido cloridrico, prelevare dal vetro d’orologio una piccolissima
quantità di sostanza.
5. Introdurre il filo nella fiamma del bunsen, dapprima nel cono azzurro (bassa temperatura), quindi
a metà altezza, nel mantello esterno (temperatura massima). Le diverse temperature nelle varie
zone della fiamma consentono di distinguere i sali di diversa volatilità. La separazione dei
toni è più netta e sicura osservando la fiamma attraverso vetro al cobalto.
6. I colori caratteristici di ogni elemento sono riportati nella sottostante tabella.
LITIO rosso carminio SODIO giallo
POTASSIO violetto RAME verde
CALCIO rosso-arancio a sprazzi STRONZIO rosso scarlatto
BARIO verde-giallastro
Per i minerali, un modo più semplice consiste nel bagnare un cristallo con acido cloridrico e immergerlo
nella fiamma con una pinza metallica. I colori della fiamma, ovviamente, sono gli stessi,
ma attenzione alla possibile presenza di impurità superficiali!
RICERCA DI ALCUNI ANIONI
CARBONATI (CO3) : Trattando con acido cloridrico si ottiene un’effervescenza dovuta alla produzione
di anidride carbonica.
SOLFATI (SO4): Trattando con una soluzione di cloruro o nitrato di bario si ottiene un precipitato
bianco di solfato di bario (BaSO4).
CLORURI (Cl): Trattando con una soluzione di nitrato d’argento si ottiene un precipitato bianco di
cloruro d’argento.

CLASSIFICAZIONE DEI MINERALI
Da quanto detto nei paragrafi precedenti, è evidente che la classificazione dei minerali si basa su (1)
composizione chimica; (2) forma cristallina. Colore e aspetto non sempre sono indici validi. Quelle
indicate sono le due sole caratteristiche, di solito alla portata solo di laboratori specializzati, che
permettono con certezza di dare un nome a un minerale. La pratica e la conoscenza del proprio ambiente
geomineralogico permette di riconoscere alcune specie, ma l’operazione non è priva di incertezze
e anche i più esperti devono spesso rivolgersi a laboratori universitari.
La classificazione oggi più usata risale al 1957 ed è nota col nome del tedesco H. Strunz. I minerali
vengono riuniti in 9 classi, in base alla composizione chimica:
1) Elementi nativi: si tratta di elementi nel senso chimico (atomi di un solo tipo). Zolfo, rame nativo,
argento, oro, platino, grafite, diamante (gli ultimi due sono entrambi formati dal solo carbonio)
ecc.
2) Solfuri: composti formati da un metallo e zolfo. Pirite (FeS2), galena (PbS) ecc.
3) Alogenuri: formati da un metallo e un elemento del gruppo degli alogeni (cloro Cl, fluoro F,
bromo Br, iodio I). Salgemma NaCl, silvite KCl, fluorite CaF2 ecc.
4) Ossidi: formati da un metallo o non metallo e ossigeno. Quarzo SiO2, ematite Fe2O3 ecc.
5) Nitrati, carbonati e borati, caratterizzati rispettivamente dal fatto di contenere azoto (nitrogenum),
carbonio e boro, oltre a un metallo e ossigeno. Calcite CaCO3, magnesite MgCO3.
6) Solfati e cromati, con zolfo o cromo, ossigeno e un metallo. Gesso CaSO4.2H2O, anidrite CaSO4
ecc.
7) Fosfati e arseniati, con fosforo o arsenico oltre ai soliti ossigeno e metalli. Sono di solito sali di
formula complessa e non sempre costante, tra cui le apatiti.
8) Silicati, contenenti silicio, ossigeno e vari metalli. Sono i più importanti componenti delle rocce
e molto complessi e verranno trattati a parte.
9) Composti organici.
All’interno di ogni classe possono esistere minerali con la stessa composizione chimica ma che,
formandosi in condizioni diverse, hanno forme cristalline diverse: esempi classici sono la calcite e
l’aragonite (entrambe fatte di carbonato di calcio), il diamante e la grafite (entrambi di solo carbonio).

I SILICATI
Sono i componenti fondamentali di tutte le rocce di origine vulcanica e di molte tra le altre (sia sedimentarie
che metamorfiche). Le loro caratteristiche molecolari sono molto importanti per comprenderne
le proprietà fisiche.
Si tratta di una categoria estremamente eterogenea e complessa ed è estremamente difficile riconoscere
le singole specie. Ai nostri scopi, ci si può limitare alla descrizione delle principali sottoclassi.
La caratteristica fondamentale dei silicati è che sono dei polimeri: le loro molecole, talvolta enormi,
sono formate da elementi più semplici, uniti tra loro in numero più o meno
elevato.
L’unità base è un gruppo composto da un atomo di silicio legato a quattro
atomi di ossigeno. Attorno al silicio (in nero nella figura a destra), i quattro
ossigeni (in rosso) si dispongono alla massima distanza possibile: questa
condizione è soddisfatta quando i quattro ossigeni si trovano ai vertici di un
tetraedro (solido geometrico a 4 facce triangolari equilatere, a destra), del
quale il silicio occupa il centro.
I tetraedri possono essere isolati, oppure uniti tra loro con un ossigeno come ponte, nel senso che
ogni ossigeno può essere legato non a uno, ma a due atomi di silicio.
Il numero di combinazioni che si può generare in questo semplice modo è elevatissimo.
Assieme a silicio e ossigeno, nei silicati sono presenti numerosi altri elementi. Il più comune e abbondante
è l’alluminio, che spesso sostituisce in parte il silicio. Molto frequenti sono anche altri
metalli, come ferro, magnesio, potassio, sodio, calcio ecc.
CLASSSIFICAZIONE DEI SILICATI
La classificazione dei minerali silicatici si basa sulla disposizione dei tetraedri di silice, che possono
disporsi nei modi più svariati.
I casi più comuni sono riportati nel seguente schema. Negli schemi gli atomi di ossigeno sono indicati
in verde, quelli di silicio (più piccoli) in rosso.
SILICATI A TETRAEDRI ISOLATI (nesosilicati)
Formano cristalli di forma granulare, ricchi di
metalli come ferro e magnesio. L’esempio più tipico
è l’olivina (destra), uno dei minerali più comuni
nelle rocce basaltiche.
SILICATI A COPPIE DI TETRAEDRI (sorosilicati)
I tetraedri di silice sono uniti per un vertice, vale a
dire che hanno un atomo di ossigeno in comune. Un
esempio è l’epidoto (a destra), un minerale accessorio
delle rocce metamorfiche.

SILICATI AD ANELLO (ciclosilicati)
SILICATI A CATENE SINGOLE (inosilicati: pirosséni)
I tetraedri di silice formano anelli chiusi, mettendo
in comune ognuno due atomi di ossigeno. Un
esempio è la tormalina (destra).
Formano catene allungate indefinitamente, nelle quali i tetraedri mettono
in comune due ossigeni con i vicini. Appartengono a questo tipo i
pirosséni come il diopside (destra), importanti componenti delle rocce
magmatiche.
SILICATI A CATENA DOPPIA (inosilicati: anfiboli)
Sono formati da due catene di tetraedri unite alternativamente per i vertici. Gli anfiboli sono importanti
costituenti delle rocce magmatiche.

SILICATI A PIANI (fillosilicati)
I tetraedri si uniscono per tre vertici su un piano, mentre il quarto vertice resta libero sopra o sotto il
piano. Il risultato è una struttura a lamine tenute insieme da strati di ioni metallici (potassio, sodio,
calcio ecc. L’aspetto del minerale è spesso fogliettato, facilmente suddivisibile in sottilissimi strati
traslucidi. Un esempio è rappresentato dalla biotite (in basso a destra), componente fondamentale di
molte rocce.
SILICATI A RETICOLO TRIDIMENSIONALE (tectosilicati)
Si formano quando tutti i vertici di ogni tetraedro si
uniscono tra loro a formare un unico enorme reticolo
cristallino. Se tutti i tetraedri sono uguali (1 atomo di
silicio, 4 di ossigeno), allora nel reticolo non c’è spazio
per altri elementi e si forma il quarzo (foto di apertura
del capitolo).
Il reticolo del quarzo è difficilmente rappresentabile
sulla carta, proprio perché tridimensionale.
Nell’immagine a destra si vede una piccola porzione
di questo reticolo, con il silicio in nero e gli ossigeni
in rosso.

Il quarzo, oltre a essere il ben noto “cristallo di rocca”, è un
componente fondamentale di molte rocce magmatiche come
ad esempio il granito.
Nel caso in cui parte del silicio venga sostituito
dall’alluminio, per ragioni chimiche che sarebbe complicato
spiegare ora, si “rendono liberi dei posti” per diversi metalli
come il potassio, il sodio o il calcio. Anche tra questi minerali
vi sono componenti fondamentali delle rocce. In quelle magmatiche,
ad esempio, sono molto comuni i feldspati come
l’ortoclasio (figura a sinistra) e i plagioclasi.
MUSEI MINERALOGICI DEL VENETO E DEL TRENTINO-ALTO ADIGE
MUSEO DI MINERALOGIA E PETROLOGIA DELL’UNIVERSITÀ DI PADOVA. Dipartimento di Mineralogia
e Petrologia, Corso garibaldi 37. Tel. 049 8272000, Aperto su richiesta.
http://www.unipd.it/musei/mineralogia/
MUSEO CIVICO “G. ZANNATO” DI MONTECCHIO MAGGIORE (VI). Piazza Marconi, 15, CAP 36075
Montecchio Maggiore. Tel. 0444 492565. Aperto la domenica mattina (tranne il mese di agosto)
dalle 9.30 alle 12.30, e durante la settimana previo contatto telefonico. Nella sala gemmologica sono
raccolte oltre 300 gemme ottenute esclusivamente da materiali raccolti nel vicentino.
http://www.ascom.vi.it/musei/mom01.htm
MUSEO CIVICO DI STORIA NATURALE DI VERONA. Palazzo Pompei, Lungadige di Porta Vittoria, 9,
Verona. Tel 045 8079400. Aperto dal lunedì al sabato dalle 9 alle 19.00; chiuso il venerdì; domenica
aperto dalle 14 alle 19.
http://www.museostorianaturaleverona.it/
MUSEO GEOPALEONTOLOGICO CAVA BOMBA. Via Bomba, Cinto Euganeo (PD). Tel 0429 647166.
Orario invernale:sabato dalle 14.00 alle 18.00, domenica e festivi dalle 9.00 alle 13.00 e dalle 14.00
alle 18.00.Orario estivo:sabato dalle 15.00 alle 19.00, domenica e festivi dalle 10.00 alle 13.00 e
dalle 14.00 alle 19.00.Da martedì a venerdì su prenotazione per gruppi e scolaresche. La collezione
donata nel 1989 dal naturalista Delmo Veronese fornisce un panorama esauriente della mineralogia
genetica (che riguarda, cioè, la formazione dei minerali.
MUSEO NATURALISTICO “OLIMPIA PERINI” DI BORCA DI CADORE (BL). Via Roma, 70, CAP 32040,
Borca di Cadore (BL). Tel. 0435 482015. Aperto da martedì a sabato dalle 9.00 alle 12.00 e dalle
15.00 alle 18.00; domenica dalle 9.00 alle 12.00.
MUSEO CIVICO DI GEOLOGIA E ETNOGRAFIA DI PREDAZZO (TN). Piazza SS. Filippo e Giacomi 1,
CAP 38037 Predazzo (TN). Tel. 0462 502392. Quest'area è famosa, fin dal Settecento, per i minerali
e i ritrovamenti fossili; tuttora è meta di collezionisti e studiosi di tutto il mondo. Per altre informazioni
sulle iniziative del Museo e degli altri enti del territorio ci si può rivolgere all'Azienda Provinciale
per il Turismo: info.predazzo@aptfiemme.tn.it.
MUSEO MINERALOGICO DELLA VALLE AURINA. San Giovanni (St. Johann) 3, CAP 39030 Valle Aurina/Ahrntal
(BZ). Tel. 0474 652145. Da aprile a fine ottobre aperto tutti i giorni dalle 9.30 alle
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
formazione, la raccolta e la lavorazione.
http://www.museo-mineralogico.it/
MUSEO DI SCIENZE NATURALI DI BOLZANO. Via Bottai, 1 - Bindergasse 1 CAP 39100. Tel. 0471
412960. Aperto dalle 10.00 alle 18.00 da martedì a domenica. Chiuso il lunedì. Al primo piano sono
esposti esemplari di strati metalliferi delle rocce metamorfiche delle Alpi orientali, cristalli e altri
reperti.
http://www.naturmuseum.it
MUSEO MINERALOGICO DI TISO (TEIS) (BZ). Casa delle associazioni, CAP 39040 Tiso/Teis. Tel
0472 844522 (Associazione Turistica). Aperto dall' 21 aprile al 3 novembre martedì, mercoledì,
giovedì dalle 10.00 alle 12.00 e dalle 14.00 alle 16.00; sabato e domenica dalle 14.00 alle 17.00. Visite
guidate su appuntamento. Dovuto all'iniziativa del collezionista Paul Fischnaller il Museo espone
minerali e cristalli provenienti dall'Alto Adige o da altre zone alpine. Sono esposti numerosi geodi
(cavità di roccia sulle cui pareti sono cresciuti cristalli) e amigdale di agata; negli esemplari di
geode esposti, di diametro fino a 20 centimetri, sono racchiusi fino a sette differenti minerali, tra cui
l`ametista e i cristalli di quarzo.
http://www.mineralienmuseum-teis.it/

APPENDICE: ALCUNI ELEMENTI DI CHIMICA
La chimica è la disciplina che studia la materia e le sue trasformazioni. Per materia s’intende ogni
cosa che ha una massa e occupa un volume; le trasformazioni sono quelle che coinvolgono un cambiamento
del tipo di sostanza. Ad esempio, un pezzo di ferro che si ossida, diventando ruggine, subisce
una trasformazione chimica.
ELEMENTI, MISCUGLI E COMPOSTI
Una sostanza è una porzione omogenea di materia: l’aria, l’acqua distillata, l’acqua di mare, il sale
da cucina, l’acciaio, l’idrogeno usato per gonfiare i palloncini.
Alcune sostanze possono essere separate semplicemente con metodi fisici: facendo evaporare
l’acqua di mare si ottengono acqua e sale; raffreddando l’aria a sufficienza e distillandola si può separare
l’ossigeno dall’azoto ecc. Sostanze come l’acqua di mare o l’aria si chiamano miscugli.
L’acqua pura non può essere separata nei suoi costituenti, ossigeno e idrogeno, per semplice riscaldamento:
occorrono metodi più drastici, che comportino la trasformazione del tipo di sostanza: dopo
la separazione l’acqua non è più acqua. Le sostanze come l’acqua si chiamano composti.
Infine, esistono sostanze, come l’ossigeno, l’idrogeno, il rame, l’oro, che non possono essere ulteriormente
separate con nessun metodo fisico o chimico: sono le sostanze fondamentali, che chiamiamo
elementi.
Ogni elemento ha un simbolo di una o due lettere (solo la prima va scritta maiuscola): importanti
per lo studio di quest’anno saranno l’idrogeno (H), l’ossigeno (O), il silicio (Si), il carbonio (C), il
calcio (Ca), il sodio (Na), il potassio (K), il ferro (Fe), il cloro (Cl), lo zolfo (S) e pochi altri. Simboli
e alcune caratteristiche possono essere ricavati dalla tavola periodica degli elementi.
ATOMI, MOLECOLE E IONI
L’atomo è la particella fondamentale degli elementi: ogni elemento
è formato da atomi uguali, mentre due elementi distinti hanno atomi
differenti. Come tutti sanno, nemmeno l’atomo è indivisibile: lo si
può infatti scindere fino alle sue particelle subatomiche, che sono
uguali per tutti gli atomi: protoni, neutroni ed elettroni. Ovviamente,
una volta scisso, un atomo non è più tale e non fa quindi più parte
dell’elemento di prima.
Gli atomi non sono quasi mai isolati: tendono a riunirsi in gruppi,
grazie a legami chimici. In molti casi si formano così le molecole,
come quella dell’acqua, in cui a un atomo di ossigeno (O) sono legati
due (e solo due) atomi d’idrogeno (H). Il risultato di
quest’unione è una molecola d’acqua, schematizzabile con la formula H2O. I composti sono quindi
quelle sostanze che hanno molecole tutte uguali tra loro, ma ognuna formata da atomi di diverso tipo.
Per separare un composto nei suoi elementi occorre rompere i legami
chimici: per questo è così difficile scindere l’acqua in idrogeno e
ossigeno.
Anche negli elementi si formano legami tra gli atomi e quindi molecole,
ma gli atomi sono tutti dello stesso tipo.
Un miscuglio è invece una sostanza formata da molecole diverse:
l’acqua zuccherata contiene molecole d’acqua e molecole di zucchero
mescolate tra loro. Per dividere l’acqua dallo zucchero è sufficiente separare
le molecole, il che può essere ottenuto con poco sforzo, ad esempio
facendo evaporare l’acqua.

Normalmente si pensa che gli atomi abbiano sempre un numero di elettroni pari a quello di protoni:
poiché gli elettroni sono carichi negativamente e i protoni positivamente, un’uguaglianza tra le due
particelle neutralizza la carica complessiva dell’atomo. Tuttavia, non sempre è così: spesso gli atomi
perdono elettroni o ne acquistano di soprannumerari. Nel primo caso (perdita di elettroni) gli elettroni
rimasti sono meno numerosi dei protoni: la carica totale è positiva (+). Nel secondo caso,
quando gli elettroni superano numericamente i protoni, la carica totale è negativa (-). In entrambi i
casi gli atomi non sono neutri, ma carichi e prendono il nome di ioni. Più precisamente, uno ione
positivo è detto catione, uno ione negativo anione.
Ad esempio, nel comune sale da cucina (cloruro di sodio) il sodio è, in effetti, un catione (Na + ),
mentre il cloro è un anione (Cl - ). I due ioni restano legati grazie alla forza attrattiva dovuta alla loro
opposta carica.
GLI ELETTRONI E LE PROPRIETA’ CHIMICHE DEGLI ELEMENTI
Un atomo è spesso raffigurato come una sfera centrale (il nucleo) attorno
alla quale ruotano gli elettroni, ognuno sulla propria orbita. La
realtà non è esattamente questa. Per motivi che saranno meglio spiegati
negli anni successivi 1 , gli elettroni si dispongono intorno al nucleo
formando degli strati o livelli. Nel primo livello elettronico possono
prender posto solo 2 elettroni, nei successivi (per semplicità) 8.
Quindi gli otto elettroni dell’ossigeno si disporranno così: 2 nel primo
livello e i restanti 6 nel secondo, che sarà quindi incompleto. I 12 elettroni
del calcio si disporranno 2 nel primo livello, 8 nel secondo e
due soli, l’undicesimo e il dodicesimo, nel terzo.
Il comportamento chimico degli elementi, cioè “cosa fanno” se
vengono a contatto con altri, dipende quasi esclusivamente dal
numero di elettroni nel livello più esterno: nei due casi prima
citati, 6 per l’ossigeno e 2 per il calcio.
Si è visto che alcuni elementi, i gas nobili (elio, argo, neon,
kripton, xenon, radon) non hanno tendenza a reagire tra loro né
con gli altri: sono chimicamente inerti. In comune a tutti loro
c’è che il loro livello esterno è sempre completo: 2 elettroni per
l’elio, 8 per tutti gli altri. In qualche modo, è questa la causa della loro stabilità.
Tutti gli altri elementi “cercano di diventare come loro”: acquistando o cedendo un dato numero di
elettroni, possono ritrovarsi con il livello più esterno completo. L’ossigeno, che ha già 6 elettroni,
acquistandone 2 da qualche parte potrà arrivare a completare il livello più esterno (il secondo). Il
calcio, che ne ha 2 soli nel terzo livello, cedendoli potrà avere anche lui il livello più esterno completo
(ovviamente sarà il secondo livello). Dovrebbe essere abbastanza facile “mettere d’accordo”
ossigeno e calcio, in modo che entrambi si ritrovino col livello esterno completo…
I LEGAMI CHIMICI
Quest’accordo si trova con lo scambio o la condivisione degli elettroni dei livelli incompleti più esterni.
Un “effetto collaterale” di questo scambio è la formazione dei legami chimici, forze che tengono
insieme due o più atomi.
I principali tipi di legame tra atomi sono due: il legame ionico e il legame covalente.
Il legame ionico si forma tra due atomi, uno dei quali ha uno o pochi elettroni esterni, mentre l’altro
ne ha molti (cioè glie ne mancano pochi per completare il livello). Un esempio è quello di sodio (1
elettrone esterno) e cloro (7 elettroni esterni), che formano il noto cloruro di sodio o sale da cucina
1 Per chi ci arriverà.

(NaCl). Il sodio può rimanere col livello più esterno completo cedendo l’unico elettrone al cloro, al
quale ne manca proprio uno. Il cloro, acquistando un elettrone (che è negativo), diventa carico negativamente,
mentre il sodio, che lo perde, diventa carico positivamente.
Entrambi diventano quindi ioni: poiché la loro carica è
opposta, essi si attrarranno. Questa forza è il legame ionico.
Il legame covalente, invece, si forma tra due atomi che hanno
quasi numerosi elettroni nel livello più esterno o, meglio, ai quali
ne mancano pochi per completarlo. Il cloro, ad esempio, ha sette
elettroni esterni. Due atomi di cloro possono così mettere in comune
ognuno un elettrone: in questo modo, entrambi avranno otto
elettroni nel livello
esterno: i
sette propri più
quello messo in
comune dall’altro
atomo di cloro.
Lo stesso vale per l’idrogeno, al quale manca un solo
elettrone per completare il primo livello che ne
contiene solo due, ma anche per un atomo d’idrogeno che si lega a uno di fluoro, formando HF (acido
fluoridrico), oppure a due atomi d’idrogeno che, nell’acqua, si
legano a un ossigeno, al quale mancano proprio due elettroni per
completare il proprio
ottetto e così via. Gli
altri due esempi nella
figura a lato si riferiscono
all’ammoniaca
(NH3) e al metano
(CH4).
L’unione di più atomi grazie a legami covalenti forma dei gruppi
chiusi chiamati molecole.
I LEGAMI INTERMOLECOLARI
I legami visti finora, in particolare quelli covalenti, sono detti legami atomici o intramolecolari:
tengono cioè insieme gli atomi della stessa molecola. Anche le molecole possono essere tenute insieme
da particolari forze, che si chiamano legami intermolecolari. Questi legami sono sempre molto
più deboli di quelli intramolecolari: è molto più facile rompere i legami tra molecole che quelli
interni alla molecola. Tuttavia, la loro importanza è molto grande.
I legami intermolecolari possono essere semplici forze attrattive tra cariche
opposte. Nelle molecole, non sempre le cariche sono uniformemente
distribuite: spesso gli elettroni si addensano in certe zone piuttosto che in
altre. Si hanno cioè delle regioni in cui prevalgono le cariche negative e
altre in cui queste scarseggiano. Le regioni negative di una molecola possono
attrarre le regioni positive
di un’altra, con una forza che
tiene unite le due molecole.
I legami intermolecolari influiscono
su due importanti proprietà:
la miscibilità o solubilità e lo
stato fisico. La prima (fig. a destra) è la capacità di due
sostanze di formare miscugli omogenei (di “mescolarsi

intimamente”); l’acqua e sale contrapposta all’acqua e olio. La miscibilità dipende dalla somiglianza
dei legami intermolecolari formati dalle due molecole delle due sostanze (il simile scioglie il simile).
Lo stato fisico, solido, liquido o aeriforme, dipende pure dalla forza dei legami: nei solidi le molecole
sono strettamente legate, mentre negli aeriformi sono completamente libere e possono quindi
muoversi in tutto lo spazio a disposizione. Aumentando la temperatura, i legami s’indeboliscono e
le sostanze passano di stato: fondono o evaporano.