Nascita della Chimica

Di Redazione Studenti.

Come nasce la scienza della chimica. Le prime leggi della chimica, la teoria atomico – molecolare...


NASCE LA SCIENZA CHIMICA: RICERCA DELLE REGOLARITA’ QUANTITATIVE



Relazioni quantitative tra sostanze: le prime leggi della chimica:

Regolarità di comportamento = allora espresse mediante relazioni quantitative (matematiche, grafiche) divenendo così delle leggi:

  • Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust) → in un determinato composto chimico allo stato puro gli elementi che lo formano stanno tra loro in proporzioni definite e costanti. Questo perché la materia è fatta di atomi che entrano sempre interi nella reazione.
  • Ulteriore importantissima informazione quantitativa → Legge della conservazione della massa (Lavoisier) →la somma delle masse reagenti è uguale alla massa del prodotto dopo la reazione = valida per qualunque tipo di reazione.

Fa per la prima volta intuire che nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma.

  • Legge delle proporzioni multiple (Dalton) → se due elementi si combinano tra loro per dare più di un composto, masse variabili della seconda sostanza, che si combinano con una quantità fissa della prima, stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi, in genere piccoli.

Le tre leggi sostengono la teoria atomica di Dalton.

La legge dei volumi di combinazione tra gas:
Gay – Lussac = studio dal punto di vista dei volumi, non delle masse reagenti perché per i gas è più facile studiare i volumi piuttosto che le masse.
Legge → quando due gas, che si trovano nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, si combinano, i loro volumi stanno in rapporto numerico semplice tra loro e con il prodotto della reazione, se questo è a sua vota un gas.
Volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole.
I volumi prodotti dagli esperimenti sui gas non giustificano la teoria di Dalton → la teoria atomica datoniana non spiegava le regolarità di comportamento dei gas osservate da Gay – Lussac. Infatti se la combinazione di elementi allo stato gassoso avviene tra volumi interi, suggerisce che questi contengono un uguale numero di atomi. Quindi negli esperimenti attuati dovrebbe formarsi un solo volume di gas e non due.


La teoria atomico – molecolare (Avogadro, 1811):

oggi = non concepiamo gli atomi allo stesso modo di Dalton = considerava tutte le sostanze, compresi i gas, formate sempre solo da atomi e in tal modo non riusciva a spiegare alcune regolarità osservate da Gay – Lussac.

  • Amedeo Avogadro → nel 1811 giunse alla corretta interpretazione dei dati sperimentali, introducendo il concetto di molecola.

Egli considera tutte le sostanze, compresi i gas, come formate non da atomi semplici, ma da gruppi di atomi (molecole), che risultano le depositarie delle proprietà specifiche delle sostanze.
Principio = affermazione non verificabile con alcun esperimento.

  • Principio di Avogadro → volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di “gruppi atomici” (molecole).

L’ipotesi molecolare verifica tutte le leggi della chimica, compresa la legge di Gay – Lussac.
Ipotizza che le molecole dei gas elementari siano biatomiche, cioè che ognuna sia un aggregato di due atomi.
L’ipotesi di Avogadro, semplice ed ineccepibile, non ebbe però fortuna.

  • Stanislao Cannizzaro → verificò la validità dell’ipotesi atomico – molecolare che divenne una delle grandi leggi della chimica odierna.
  • Molecola = la più piccola parte di sostanza (semplice o composta) capace di esistenza indipendente.
  • La molecola delle sostanze semplici è formata da due o più atomi uguali tra loro.
  • La molecola delle sostanze composte è formata da due o più atomi diversi tra loro.

N.B. le molecole che formano una data sostanza sono tutte uguali tra loro.

  • Ogni sostanza, semplice o composta, ha la propria molecola che la identifica e quella sola.

Elementi e composti; come rappresentarli?:
terminologia proposta da Berzelius → elementi rappresentati graficamente mediante il loro simbolo, corrispondente all’iniziale del nome latino.
Convenzionalmente i simboli degli elementi rappresentano anche i relativi atomi.

  • La formula di un elemento è costituita dal suo simbolo accompagnato in basso a destra da un numero (indice) che specifica quanti atomi ne formano la molecola.
  • La formula di un composto è rappresentata dai simboli degli elementi che ne formano la molecola, ognuno dei quali è provvisto del proprio indice che ne specifica il numero.

Questa rappresentazione grafica dei composti, che precisa unicamente il tipo e il numero di atomi componenti la molecola, prende il nome di formula bruta o grezza.

  • La formula di struttura rappresenta invece in qual modo gli atomi componenti si legano tra loro nella molecola. Dipende dalle caratteristiche intrinseche degli atomi stessi = ognuno possiede una o più capacità di combinazione, o valenza, o numero di ossidazione.

La massa atomica e molecolare:
Atomisti del XVIII sec → ardua impresa di valutare la massa degli atomi.
Dalton = sa che l’atomo in sé è una quantità di materia sperimentalmente impossibile da massare. Volse la propria attenzione non tanto alla massa assoluta degli atomi, quanto alla loro massa relativa, calcolata cioè rispetto all’elemento più leggero allora noto: l’idrogeno massa = 1.
L’idrogeno si definì unità di massa atomica.
In tal modo si definì massa atomica di un elemento il rapporto tra la massa dell’elemento considerato e la massa dell’atomo di idrogeno.

  • Attualmente la massa atomica relativa (Ar) degli elementi è riferita alla dodicesima parte della massa dell’atomo di carbonio C12 = unità di massa atomica.
  • Massa atomica relativa (Ar) = rapporto tra la massa assoluta dell’elemento e la massa della dodicesima parte dell’atomo di carbonio a massa 12.

La massa atomica relativa indica quante volte la massa dell’atomo di quell elemento è più grande dell’unità di massa atomica.

  • Massa molecolare relativa (Mr) = la somma delle masse atomiche relative agli atomi componenti la molecola del composto.

Una grandezza di enorme interesse chimico: la mole
Ogni elemento possiede una massa assoluta ma ma non esiste una bilancia capace di misurarla (dimensioni infinitamente piccole).
Tuttavia quando le sostanze si combinano secondo rapporti atomici o molecolari ben definiti. È quindi necessario stabilire un criterio che permetta di sapere quanti atomi, o molecole, o ioni reali sono contenuti in una data quantità di sostanza.
A questo scopo è stata introdotta la grandezza mole, esprimibile in grammi, che contiene un numero fisso di atomi, o di molecole, o di ioni chiamato numero o costante di Avogadro NA. = 6.023 * 1023 .

  • Mole = grandezza fisica fondamentale che definisce l’unità di quantità di sostanza, e viene espressa in grammi.
  • Mole di atomi di un elemento = quantità in grammi di quell’elemento che corrisponde alla sua massa atomica relativa (Ar) e contiene 6.023 * 1023 atomi di quell’elemento.
  • Mole di molecole di un composto = quantità in grammi di quel composto che corrisponde alla sua massa molecolare relativa (Mr) e contiene 6.023 * 1023 molecole di quel composto.
  • Massa assoluta ma = mole (g) / NA
Nel S.I. la grandezza mole o massa molare viene indicata col simbolo M (mol) e la sua u.d.m. è Kg/mol
  • Volume molare → in condizioni normali di temperatura e di pressione, la mole di qualsiasi sostanza allo stato di gas occupa un volume fisso di 22.414 litri, che assume il significato di volume molare.