1. II suoi stati disuoi stati di
aggregazioneaggregazione
La Materia
2. Ipotesi atomica
“Tutte le cose sono fatte di
atomi, piccole particelle in
perpetuo movimento che si
attraggono in breve distanza,
ma si respingono se pressate
l’una contro l’altra”
3. Termine generale che designa qualunque corpo che occupi spazio e sia
dotato di massa (quindi possegga gli attributi di gravità e inerzia). Dal
punto di vista macroscopico la materia si presenta in stati di aggregazione
diversi, caratterizzati da proprietà fisiche differenti.
Cio’ trova una spiegazione sul piano microscopico: essa è infatti
composta da aggregati di particelle elementari organizzate in atomi, a loro
volta uniti a formare molecole. Le proprietà delle singole molecole e la
natura dei legami che si stabiliscono tra queste conferiscono alla materia,
nelle sue varie forme, proprietà come massa, durezza, viscosità, colore,
sapore, resistività elettrica, conducibilità termica ecc.
Struttura della materiaStruttura della materia
4. Variando la temperatura oppure la pressione ( o entrambe ) , ogni
elemento può mutare il suo stato. Aumentando la temperatura e
diminuendo la pressione si ottiene, di regola, un passaggio solido-
liquido- aeriforme-plasma. Ovviamente il percorso inverso lo si ottiene
diminuendo la temperatura ed aumentando la pressione..
5. Gli stadi di aggregazioneGli stadi di aggregazione
C` e` quindi un crescendo di energia cinetica delle particelle con l`aumento della
temperatura Man mano che aumenta l`energia queste da ferme si muovono piu`
velocemente attorno ai loro siti di legame. Cambiano via via di stato di aggregazione
aumentando la distanza tra di loro, finche` non iniziano a staccarsi le sub-particelle
atomiche, che a livelli energie ancora piu` elevate si disgregano nelle loro costituenti.
6. I solidi
•Schema della struttura del ghiaccio: il ghiaccio diminuisce di
volume quando si scioglie: la struttura cristallina presenta molti
“buchi”, che quando la struttura si frantuma vengono occupati da
molecole.
7. Nei solidi:Nei solidi:
• Le particelle costituenti la materia sono l'una accanto all'altra, più o meno
ordinate, tenute strettamente unite da forze di legame ed oscillano intorno ad
un punto fisso senza però spostarsi liberamente, per questo motivo un solido
ha forma e volume proprio.
• Si possono individuare due tipi di aggregazione solida
•Cristallina
•Amorfa
8. SOLIDI CRISTALLINI
• Sono caratterizzati da un perfetto ordine poichè le loro particelle si trovano ai vertici di
figure geometriche tridimensionali ben definite.
Esistono vari tipi di solidi cristallini:
• - solidi covalenti: le particelle sono legate fra loro da legami omopolari o covalenti.
Esempi: il diamante e la grafite, entrambi formati esclusivamente da atomi di carbonio,
ma disposti secondo figure geometriche diverse e quindi con caratteristiche
diametralmente opposte. Altro esempio: la silice (SiO2)n che forma i cristalli di quarzo.
Ad eccezione della grafite i solidi covalenti non conducono la corrente, hanno altissima
temperatura di fusione, sono insolubili in acqua e durissimi.
- solidi ionici: ai vertici del reticolo troviamo ioni positivi e negativi alternati gli uni agli
altri, ad esempio il cloruro di sodio NaCl; sono generalmente solubili in acqua, duri, ma
frantumabili, non conducono la corrente, hanno alte temperature di fusione.
- solidi metallici: ai vertici del reticolo cristallino sono posizionati ioni positivi immersi in
una nube formata dagli elettroni dell'ultimo strato. La mobilità della nube elettronica
consente ai metalli di condurre bene la corrente. Sono in genere malleabili e duttili. Le
temperature di fusione variano molto e dipendono dalla diversa energia del legame
metallico.
- solidi molecolari: ai vertici del reticolo vi sono molecole, legate fra loro con legami di
natura elettrostatica. Esempio: il saccarosio. Hanno bassa temperatura di fusione, sono
teneri.
9. SOLIDI AMORFI
• Un solido amorfo è un solido che non ha forma propria in cui non c’è il reticolo cristallino e non c’è
ordine a lungo raggio delle posizioni degli atomi. Questo stato si ottiene Raffreddando un liquido
velocemente, non dando modo che si organizzino i cristalli: possono essere considerati liquidi ad
altissima viscosità.. La maggior parte dei materiali solidi possono essere trovati o preparati anche in
una forma amorfa. Per esempio, il vetro comune della finestra è amorfo, molti polimeri (quale il
polistirolo) sono amorfi e perfino alimenti come lo zucchero filato. I materiali amorfi sono preparati
spesso velocemente raffreddando il materiale fuso. Il raffreddamento riduce la mobilità delle
molecole del materiale prima che possano stabilizare termodinamicamente in una condizione
favorevole alla cristallizzazione. Alcuni materiali, quali i metalli, sono difficili da preparare in una
condizione amorfa. A meno che un materiale abbia un'alta temperatura di fusione (come le
ceramiche) o una bassa energia di cristallizzazione (come accade spesso con i polimeri), la
solidificazione deve essere fatta molto velocemente. I solidi amorfi possono esistere in due
condizioni distinte, nello stato 'gommoso 'e nello stato ' vetroso '. La temperatura a cui avviene la
transizione fra lo stato gommoso e vetroso è denominata temperatura di transizione vetrosa o Tg.
• I solidi amorfi non hanno invece un punto di fusione netto e non avendo una struttura cristallina
rigida, tendono a deformarsi sotto l'azione di forze esterne: per esempio la forza di gravità, in tempi
lunghi, tende a far aumentare lo spessore di una lastra di vetro nella sua parte inferiore
10. I liquidi
Acqua ingrandita un miliardo di volte:Acqua ingrandita un miliardo di volte:Le particelle sono disegnate in modo semplice,Le particelle sono disegnate in modo semplice,
con contorni netti.con contorni netti.
La figura è bidimensionale, mentre le particelle si muovono in tre dimensioni.La figura è bidimensionale, mentre le particelle si muovono in tre dimensioni.
In natura, le particelle si agitano e rimbalzano continuamente, si contorcono e giranoIn natura, le particelle si agitano e rimbalzano continuamente, si contorcono e girano
l’una intorno all’altral’una intorno all’altra
Le particelle sono attaccate e si attraggono tra loroLe particelle sono attaccate e si attraggono tra loro
11. • Allo stato liquido la materia e` un fluido il cui volume è costante a temperatura e pressione
costanti.
• Nello stato liquido l'energia delle particelle è più elevata che nello stato solido, gli spazi
intermolecolari sono pero` ancora molto ridotti rispetto allo stato gassoso , motivo per il quale un
liquido e`poco comprimibile, presentando in genere una densità di poco inferiore a quella del
solido
• Esse non sono legate saldamente e, pur non potendo allontanarsi come nello stato aeriforme,
scivolano le une sulle altre rompendo legami tra loro e formandone di nuovi in continuazione,
adattandosi alla forma del recipiente: questo movimento si identifica con l`agitazione termica. Tali
forze possono, inoltre, essere di diversa natura.
• le molecole costituiscono la superficie del liquido sono invece adiacenti a un numero di molecole
minori e quelle che hanno un'energia cinetica più elevata possono passare dalla massa liquida
all'atmosfera soprastante, trasformandosi cioè in vapore. Ne deriva che tutti i liquidi, anche a
temperature largamente inferiori al loro punto di ebollizione, presentano una tendenza più o meno
spiccata a evaporare: tale tendenza aumenta con la temperatura perché con questa aumenta
l'energia cinetica delle molecole. Dal vapore che viene così a formarsi al disopra della superficie
liquida, le molecole presentano una certa tendenza a ritornare nella massa liquida. A ogni
temperatura viene così a stabilirsi un equilibrio nel quale si uguagliano il numero di molecole di
liquido che, in un certo istante, evaporano e il numero di molecole che contemporaneamente
condensano, ossia ritornano dallo stato gassoso a quello liquido. La pressione del vapore del
liquido, in queste condizioni, prende il nome di tensione di vapore del liquido stesso e aumenta
con la temperatura in ragione logaritmica.
• L'evaporazione di un liquido è rallentata, in presenza di altri gas, dalla collisione delle molecole
che tendono a passare allo stato di vapore con molecole degli altri gas (N2, O2, etc., se si tratta
idi ara). Se invece, mediante una pompa, si fa il vuoto, l'evaporazione è piu` veloce.
• Inoltre nei liquidi come in tutti i fluidi, la liberta` di movimento delle particelle fa si che la
pressione esercitata da esse sia uguale in tutte le direzioni, secondo la a noi nota legge di
Stevino.
12. P.S. : Una conseguenzaP.S. : Una conseguenza
macroscopica della forza dimacroscopica della forza di
coesione in un liquido, cioè dicoesione in un liquido, cioè di
queste forze di attrazionequeste forze di attrazione
intermolecolari, è la tendenzaintermolecolari, è la tendenza
che esso ha ad assumereche esso ha ad assumere
una forma sferica. . Infatti leuna forma sferica. . Infatti le
molecole interne risentonomolecole interne risentono
delle forze in tutte le direzioni;delle forze in tutte le direzioni;
quelle superficiali invecequelle superficiali invece
soltanto verso l'interno.Lasoltanto verso l'interno.La
superficie del liquido tenderàsuperficie del liquido tenderà
perciò a contrarsi in modo daperciò a contrarsi in modo da
essere minima, a parità diessere minima, a parità di
volume (la situazione ideale èvolume (la situazione ideale è
perciò la sfera).perciò la sfera).
13. I GasI Gas
• Allo stato gassoso ( detto anche aeriforme ) le particelle (atomi, ioni o molecole) non
sono legate da alcun legame e quindi ognuna è libera di muoversi indipendentemente
dalle altre in maniera caotica e le forze di coesione sono del tutto trascurabili. . Le
particelle gassose hanno energia cinetica maggiore dell'energia di attrazione, perciò
tendono ad occupare tutto lo spazio disponibile .
• Esse quindi, nel loro insieme, assumono la forma e il volume del recipiente che le
contiene, In assenza di un recipiente, masse gassose di una certa massa limitano la
loro espansione grazie alla propria gravità (vedi atmosfera).
• . Inoltre per lo stesso motivo ci sono grossi spazi intermolecolari: la materia allo stato
gassoso può essere facilmente compressa, a differenza di quella allo stato liquido o
solido.
Un aeriforme che può essere trasformato in liquido per semplice compressione
prende il nome di vapore
Un aeriforme che non può essere liquefatto per semplice compressione (perchè si
trova ad una temperatura alla quale le sue particelle hanno energia superiore a quella
dei legami che dovrebbero formare nel nuovo stato liquido) prende il nome di gas.
La temperatura che segna il confine tra vapore e gas si chiama temperatura critica.
Raffreddando un gas al di sotto della temperatura critica questo si trasforma in
vapore, viceversa un vapore può essere trasformato in gas riscaldandolo al di sopra
della sua temperatura critica.
Le temperature critiche sono molto diverse da sostanza a sostanza. Quella dell'acqua
è 374°C, quella dell'elio -267°C ( a temperatura ambiente).
14. La cinetica dei gasLa cinetica dei gas
• I principi essenziali della teoria cinetica sono dati sotto forma di
diversi postulati:
• I gas sono composti da molecole in moto casuale e costante. Le
particelle in moto collidono costantemente l'una contro l'altra e con
le pareti del contenitore.
• Le collisioni tra le molecole dei gas sono elastiche.
• Il volume totale delle molecole dei gas è trascurabile comparato al
volume del contenitore.
• Le forze di attrazione tra le molecole sono trascurabili.
•
• Queste proprietà compaiono nella equazione di stato dei gas perfetti
o ideali
• P V = n R T
• in cui P rappresenta la pressione, V il volume, n il numero di moli, T
la temperatura assoluta e R la costante universale dei gas che
dipende dalle unità di misura usate per le variabili.
15. • Nel 1661 lo scienziato irlandese Robert Boyle diede un importante
contributo alla chimica formulando la legge secondo cui, in trasformazioni
isoterme (a temperatura costante), il volume e la pressione di un gas sono
inversamente proporzionali:
• Legge di Boyle (isoterma, cioè a T costante)
(PV)T = K
• Circa un secolo più tardi il fisico francese Jacques-Alexandre Charles stabilì
che, in trasformazioni isobare (a pressione costante), il volume è
direttamente proporzionale alla temperatura:
• Legge di Charles-Gay Lussac (isobara, cioè a P costante) (V)p =
Vo (1+aot)
• in cui: V0 è il volume occupato a 0°C; a0 = 1/273.15; t, temperatura, è
espressa in °C.
• Se poniamo t = -273.15, allora V = 0. Tale t è presa come punto di zero
della scala assoluta, cioè -273.15°C, corrispondente a 0 K (Kelvin).
•
• Principio di Avogadro: volumi eguali di gas diversi, alle stesse T e P,
contengono lo stesso numero di particelle.
• Perciò il volume di un gas può essere usato come misura della quantità,
poiché è proporzionale al numero di moli di gas.
• La legge generale dei gas si applica correttamente solo al gas ideale o
perfetto, costituito di particelle tutte uguali, con la stessa massa e con
volume nullo (puntiformi): è un modello che è stato costruito per
razionalizzare il comportamento dei gas.
16.
17. • Il modello strutturale dei gas reali tiene conto che, se si raffredda un gas reale a una T
sufficientemente bassa, esso condensa (il gas ideale no), diventando liquido o solido, La
mutua repulsione tra molecole proibisce alle particelle di occupare posizioni
particolarmente ravvicinate, e di conseguenza una parte dell'intero volume non è
disponibile al moto casuale.
• Quindi a T = 0 K il solido avrà un volume b: perciò il volume totale a disposizione del gas
non è V, ma (V - b) in cui b è il volume molare del gas a 0 K.. Inoltre, nel gas reale, il moto
delle particelle non è uniforme: le molecole interagiscono tra loro per mezzo di forze a
corto raggio, che sono fortemente repulsive a piccola distanza, diventano debolmente
attrattive a distanza media, e si annullano a grande distanza, soprattutto quando le
particelle sono vicine (prima e dopo un urto) .
• Ciò porta a una diminuzione della P rispetto all'ideale: Pideale = P + (a/V2), in modo da
descrivere la debole forza attrattiva fra le molecole, che aumenta quando V diminuisce,
costringendo le molecole più vicine le une alle altre.
• in cui il termine a/V2 è chiamato P interna, o di coesione ed è un fattore legato alle forze di
interazione intermolecolari.
• L'equazione per i gas reali, detta di Van der Waals diventa perciò: (P + n2a/V2) (V-nb) =
nRT
• il fattore n dipende dal fatto che bisogna tenere conto del numero delle particelle (notare
che n/V rappresenta la concentrazione).
• A seconda che predomini l'effetto del volume (con effetto +DP) o quello delle forze di
coesione (con effetto -DP) la P di un gas reale sarà maggiore o minore di quella del gas
ideale.
• Ad alta T gli effetti della coesione sono minori (poiché predomina l'energia cinetica delle
particelle), mentre ad alta P il volume a disposizione per il moto diminuisce molto (parte di
esso è infatti occupato dal covolume b delle particelle, che possiamo trascurare solo a
bassa pressione).
18. Pressione
La pressione è spiegata dalla teoria cinetica come conseguenza delle forze esercitate dalle
collisioni delle molecole del gas con le pareti del container.
Si consideri un gas con N molecole, ognuna di massa m, rinchiuse in un contenitore cubico
di volume V. Si supponga che una molecola collida con la parete del contenitore
perpendicolare all'asse delle coordinate x e rimbalzi nella direzione opposta con uguale
velocità (urto elastico). Dunque la quantità di moto persa dalla particella e ceduta alla parete
è data da
2mvx
dove vx
è la componente x della velocità iniziale della molecola
Ora, la forza è il tasso di cambiamento della quantità di moto. La particella considerata
collide con la parete una volta ogni 2l/vx
unità di tempo, dove l è la lunghezza del contenitore
(tragitto della particella). La forza esercitata dalla particella risultante è
e la forza totale esercitata sulla parete è
ossia la somma delle forze di tutte le molecole di gas nel contenitore. Dal momento che le
molecole si muovono di moto casuale in tutte le direzioni e poichè
per ogni particella, l'espressione della forza totale diventa
19. Pressione 2
vrms
è la radice quadratica media della velocità del gas. Pertanto la pressione, la forza per
unità di superficie, è uguale a
dove A è l'area della parete. Perciò, se consideriamo che l'area della sezione del
contenitore moltiplicata per la lunghezza è il volume, si ottiene l'espressione
dove V è il volume. Inoltre, siccome Nm è la massa totale del gas e massa diviso volume è
densità
dove ρ è la densità del gas.
Il risultato è interessante e significativo perché mette in relazione la pressione, proprietà
macroscopica, all'energia cinetica media di ciascuna molecola (1/2 mvrms
2
), proprietà
microscopica.
Si noti che il prodotto tra pressione e volume è semplicemente i due-terzi dell'energia
cinetica totale.
20. Energia Cinetica
ricordando la formula del
calcolo della pressione
possiamo allora portare V a
sinistra, ottenendo l'equazione
Per l'
equazione di stato dei gas perfetti
, sappiamo che
PV = nRT
dove R è la
Costante del gas perfetto, pari
a 8,3143 J/(mol × K), e n è il
numero di moli del gas. A
questo punto possiamo
equiparare le due equazioni, e
ci risulterà
ponendo mvrms
2
= 2Km
Per calcolare l'energia
cinetica, spostiamo Km
a
sinistra;
così facendo ci rendiamo
conto che sono in relazione tra
loro due valori molto
importanti, n (numero di moli
del gas), e N (numero di
molecole del gas), legati tra
loro dalla formula N = n × NA
.
NA
è il Numero di Avogadro,
una costante che indica la
quantità di atomi o molecole in
una mole di sostanza, ed è
uguale a 6,022 × 10-23
mol-1
. Di
conseguenza, se N/n = NA
,
Notiamo che sia R che NA
sono
costanti fisiche, quindi anche il
loro rapporto sarà una
costante. Questa è la
Costante di Boltzmann, indicata
con kB
, che ha valore uguale a
1,381 × 10-23
J/K.
Quindi la formula dell'energia
cinetica di un gas perfetto
monoatomico è
Questa formula, come quella
precedente per la pressione,
mette in relazione una
grandezza microscopica come
l'energia cinetica delle particelle
di gas e una grandezza
macroscopica come la loro
temperatura. La relazione tra
esse è la prova che la
temperatura è data
dall'agitazione termica delle
molecole
21. I Plasmi
• Un plasma è un gas ionizzato (La parola “PLASMA„ in primo luogo è stata
applicata a questo stato dal Dott. Irving Langmuir, un chimico americano e
fisico, nel 1929): significa che gli elettroni sono stati strappati dai loro siti di
legame con gli atomi, che quindi diventano ioni, in una frazione
significativamente grande e assieme agli ultimi si muovono in modo
indipendente, non legati come nei rimanenti stati della materia. In quanto
tale, è considerato come il quarto stato,.
• Anche se sulla terra la loro presenza è molto rara (fanno eccezione i fulmini,
le aurore boreali e le fiamme . Inoltre, si ha una formazione di plasma sullo
scudo termico dei veicoli spaziali al rientro nell'atmosfera), i plasmi sono la
fase più comune della materia. L'intero universo visibile fuori del sistema
solare è plasma: poiché lo spazio fra le stelle è riempito di questo , anche
se molto sparso, essenzialmente l'intero volume dell'universo è per più del
99% plasma .
• Ne sono fatti il Sole, le stelle e le nebulose.
• Sulla terra viviamo infatti su un'isola della materia “ordinaria„ solida, liquida
e gassosa. Abbiamo imparato lavorare, giocare ed usando di resto questo
familiare della materia.
22. • Le temperature e le densità del plasma variano da
relativamente freddo ed inconsistente (come aurora) a
molto caldo e denso (come il nucleo centrale di una
stella).
• L'energia è necessaria mettere a nudo gli elettroni dagli
atomi per fare il plasma può essere di varie origini:
termica, elettrica, o luminosa (luce ultravioletta o luce
visibile intensa da un laser). Senza l-energia per
rimanere nel loro stato , i plasmi si ricombinano in gas.
• I solidi, i liquidi ed i gas ordinari sono elettricamente
neutrali mentre Le cariche elettriche libere rendono il
plasma elettricamente conduttivo in modo che risponda
fortemente ai campi elettromagnetici, il che permette
che sia controllato ed applicato.
• La ricerca del plasma sta rendendo una comprensione
più grande dell'universo. Inoltre fornisce molti usi pratici
(le luci al neon ed ad altri gas nobili).
24. Altri stati della materiaAltri stati della materia
La materia puo` pero` aggregarsi in stadi ancora diversi in situazioni in cui l-
energia delle particelle e` elevatissima o molto ridotta, oppure e` molto forte
la gravita` che tiene in sieme le particelle:
• Nel primo caso si tratta del plasma di quark – gluoni,
esistente solo a temperature estremamente alte : e
`composto da questi due tipi di particelle libere di
muoversi. Queste compongono tutta la materia, ma non
sono legate in questo caso a formare barioni (protoni o
neutroni) o mesoni. Si ritiene abbia composto l`universo
per i primi 20-30 microsecondi dopo il Big Bang.
• Nel secondo si parla di superfulidita` e solidita`, e dei
condensati.
25. Condensato di Bose Einstein
• La teoria ha le sue radici nei primi anni '20 quando Bose si
occupava del movimento della luce in quanti ed ideò una serie
di regole per decidere se due fotoni dovevano essere
considerati distinti o meno (statistica di Bose). Egli sottopose
questo lavoro ad Einstein che, oltre ad apprezzarlo ed a farlo
pubblicare, lo applicò anche agli atomi. Dai calcoli risultò che
non si manifestavano molte differenze rispetto alle vecchie
regole tranne nel caso di temperature molto basse; l'effetto era
così sorprendente da far sospettare un errore. Neanche
Einstein si rese conto cosa significava avere tutti gli atomi
nello stesso stato quantico. La dimostrazione della teoria
venne ottenuta per la prima volta nel 1995 da Eric Cornell e Carl
Wieman all'Università di Boulder mediante tecniche di
raffreddamento a Laser che hanno permesso di portare degli
atomi di gas di rubidio a circa 6×10-8 K creando il cosiddetto
condensato di Bose-Einstein (BEC in sigla).
26. • In condizioni normali infatti gli atomi si trovano in vari livelli
energetici, ma a temperature sufficientemente basse il comportamento
si differenzia, a seconda se gli atomi appartengono alla categoria dei
bosoni o a quella dei fermioni.
• Mentre i fermioni obbediscono al principio di esclusione di Pauli, si
differenziano su vari livelli e non possono creare condensati, le
assemblee ( termine che sta ad indicare le particelle disposte e
raggruppate) di bosoni (l'esempio più classico è l'assemblea di fotoni)
non sono vincolate dal fatto che solo una particella può occupare un
dato stato quantico. Per questo tendono ad accumularsi nello stato
quantistico fondamentale. Più la temperatura è bassa, più è grande
l'accumulo verso lo stato fondamentale: perdono la loro individualità
per dare luogo a un comportamento "coerente",formando una specie
di "superatomo" che appare come una singola entità. Questo dà per
altro luogo a fenomeni interessanti, come la superfluidità
• Tuttatvia coppie di fermioni possono accoppiarsi in bosoni, che
possono condensare.Un atomo con particelle pari puo` quindi
aggregarsi in condensati.
• Un condensato pero` per la particolare situazione in cui esiste e` molto
difficile da mantenere e generalmente dopo poco tempo le particelle si
aggregano in altro modo.
27.
28. • The false colors indicate the number of atoms at each velocity, with red being the fewest
and white being the most. The areas appearing white and light blue are at the lowest
velocities.
• Left: just before the appearance of the Bose–Einstein condensate (400nK).
• Center: just after the appearance of the condensate (200nK).
• Right: after further evaporation, leaving a sample of nearly pure condensate (50nK). The
peak is not infinitely narrow because of the Heisenberg uncertainty principle: since the
atoms are trapped in a particular region of space, their velocity distribution necessarily
possesses a certain minimum width (ampiezza).
29.
30. Superfluidita`
• La superfluidità è stata scoperta da Pyotr Leonidovich Kapitsa, John F. Allen, e Don Misener nel 1937. Lo
studio dei superfluidi è chiamato idrodinamica quantistica.
• La transizione a superfluidio avviene nei liquidi al di sotto di una certa temperatura critica di 2,17 K, detta
punto lambda (Tλ ) perché il grafico del calore specifico dell'elio liquido presenta, a quella temperatura,
un "picco", a forma della lettera greca "lambda" Λ. Questa temperatura e` anche detta temperatura critica
di condensazione di Einstein, per quanto detto prima.
• Infatti il termine "superfluidità" è applicato principalmente ai fenomeni osservati in questo elemento a
temperature prossime allo zero assoluto. L'elio4 o He4, ossia l'isotopo dell'elio più comune sulla Terra, ha
una transizione da liquido normale (denominato elio4 I) a liquido superfluido (elio4 II) a temperature tra
T=2.17 K a pressione p=0 mbar e T=1.76 K a pressione p~30 mbar.
• E` unico ad oggi che l`elio anche allo zero assoluto non sia solido, fatto che va contro alle leggi
meccaniche: e` pero` quantisticamente spiegabile con il fatto che le interazioni attrattive tra gli atomi
sono molto deboli.
• Invece l'isotopo fermionico meno abbondante elio-3 diventa un superfluido alla temperatura di 2.6 mK,
pochi millesimi al di sopra dello zero assoluto ed e` caratterizzato da una struttura con proprietà
magnetiche che hanno interessanti manifestazioni macroscopiche.
• Dal 1995, oltre l'elio liquido, troviamo molti atomi alcalini che hanno una transizione superfluida a
temperature dell'ordine della decina di nanoKelvin
31.
32. Caratteristiche
• I superfluidi hanno molte proprietà inusuali. Si comportano come soluzioni di
componenti normali, con tutte le proprietà associate ai fluidi normali, e di
componenti superfluide.
• La piu senzazionale e` la quasi completa assenza di viscosità,che decresce con la
sesta potenza della temperatura e tende ad annullarsi allo zero assoluto.
• Cosi`un superfluido, se messo in un percorso chiuso, puoscorrere per tempi
lunghissimi senza attrito
• Uno dei più spettacolari risultati di queste proprietà è conosciuto come effetto
fontana o effetto termomeccanico. Se un tubo capillare è posto in una vasca di
elio superfluido, se il tubo è riscaldato (anche da una luce), il superfluido salirà
lungo il tubo fino ad uscire dall'altro capo.
• Inoltre e` capace di passare per microscopiche fessure e può formare una
pellicola, alta solo un atomo, ( 10-8 m) su una faccia di un qualsiasi contenitore in
cui si trova.
• L`entropia e` bassissima ed hanno conducibilità termica elevatissima : nell'elio
superfluido e` circa 108 di volte maggiore di quella del liquido in condizioni
ordinarie. Quindi è impossibile impostare un gradiente di temperatura in un
superfluido e se riscaldato in un punto il calore si propaga come un onda dando
l’effetto del secondo suono, raggiungendo frequenze di 10000Hz
• Inoltre c` e` un andamento anomalo della comprimibilita` e del coefficiente di
diffusione della luce
• (sperimentalmente la luce e` rallentata fino a quasi 60 Km/h!
33. Il modello a due fluidi
• Alcuni "particolari" comportamenti dell'elio superfluido posso essere
spiegati con il modello a due fluidi di Tiska. Questi postula che l'elio
nella fase superfluida sia composto da due componenti: la
componente normale e quella superfluida.
• Si considera poi che il liquido normale si comporti come un liquido
classico mentre che il liquido superfluido abbia entropia nulla e
scorra senza resistenza anche attraverso piccole fessure. Questo
modello, di cui esiste una spiegazione rigorosa e microscopica in
meccanica statistica, spiega le strane proprietà dell'He4 liquido a
basse temperature. In particolare l-osmosi tra le due componenti
spiega l-evata conducibilità` termica e la non proporzionalita` del
calore trasportatati con la temperatura
34. SUPERSOLIDO
• In particolari condizioni l`4He assume lo stato di supersolido: un
superfluido con un ordine spaziale e viscosità` zero. la teoria non e`
ancora chiara ma in breve si tratta di spazi superfluidi nella struttura
solida cristallina. A temperature inferiori a 0.4 K questi spazi si
fondono.
• Un supersolido puo` passare come un fantasma nella struttura
cristallina di un altro solido.
35. La materia ultra densaLa materia ultra densa
Un altro caso di situazioni limite che si trova in natura sono le stelle di
neutroni, stelle degenerate, buchi neri mancati:
• è una stella compatta in cui il peso è sopportato dalla pressione di
neutroni liberi. Queste particelle, elettricamente neutre, a differenza
dei protoni possono essere uniti a formare enormi "nuclei",
Una tipica stella di neutroni ha un
diametro di 20 chilometri, ha una massa
minima di 1,4 volte quella del Sole
(altrimenti sarebbe rimasta una
nana bianca), e una massima di 3 volte
quella del Sole (altrimenti collasserebbe
in un buco nero). La loro rotazione è
spesso molto rapida: la maggior parte
delle stelle di neutroni ruota con periodi
da 1 a 30 secondi, ma esistono alcune
che arrivano a pochi millesimi di
secondo.
36. • Le stelle di neutroni hanno una massa simile a quella del Sole. Ma il
loro raggio è dell'ordine di 10 km, cioè 70.000 volte più piccolo del
Sole. La loro massa è perciò impacchettata in un volume 70.0003
(circa 1014) volte più piccolo, e la densità media è quindi 1014 volte
più alta. Questi valori di densità sono i più alti conosciuti, e sono
impossibili da riprodurre in laboratorio: per dare un'idea delle
condizioni estreme di una stella di neutroni, per riprodurre la densità
osservata occorrerebbe comprimere una portaerei nello spazio
occupato da un granello di sabbia. Si tratta di una densità simile a
quella dei nuclei atomici, ma estesa per decine di chilometri. In
effetti, le stelle di neutroni possono essere considerate nuclei
atomici giganti, tenuti insieme dalla forza gravitazionale.
• A causa dell'altissima densità e delle piccole dimensioni, una stella
di neutroni possiede un campo gravitazionale superficiale cento
miliardi (1011) di volte più forte di quello della Terra. Una delle
misure di un campo gravitazionale è la sua velocità di fuga, cioè la
velocità che un oggetto deve avere per potergli sfuggire. Sulla
superficie terrestre essa vale 11 km/s, mentre per una stella di
neutroni si aggira intorno ai 100.000 km/s, cioè un terzo della
velocità della luce.
