Altre leggi Gay-Lussac Avogadro molecole Cannizzaro

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1 Altre leggi Nel periodo in cui Dalton formulava la sua teoria atomica, Joseph Louis Gay-Lussac, un chimico francese appassionato di voli in mongolfiera, eseguiva numerosi e accurati esperimenti su reazioni tra gas. Lo scienziato osservò, sempre nel 1808, che: l interazione delle sostanze gassose ha luogo sempre nei rapporti più semplici, in modo che con un volume di una sostanza gassosa si combina sempre un volume uguale o doppio o al massimo triplo di un altra sostanza gassosa. La regolarità nelle reazioni tra gas, chiamata legge dei volumi di combinazione, innescò discussioni e polemiche tra gli scienziati. Non si riusciva ad esempio a giustificare quanto accadeva nella seguente reazione in fase gassosa: se un volume di idrogeno reagiva con un volume di cloro si doveva ottenere un solo volume di acido cloridrico e non due come invece aveva determinato Gay-Lussac. Gli elementi di partenza venivano infatti pensati come monoatomici per cui un atomo di idrogeno doveva legarsi ad un atomo di cloro per dare una sola molecola di acido cloridrico. Ma non era questo quello che accadeva in realtà. Il problema venne brillantemente spiegato nel 1811 da un fisico italiano, Amedeo Avogadro, il quale, basandosi sempre sulla teoria atomica di Dalton, introdusse però un idea rivoluzionaria e cioè che atomi uguali potessero legarsi tra di loro per formare molecole. Avogadro affermò che: volumi uguali di gas, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di molecole. Solo pensando agli elementi idrogeno e cloro come costituiti da molecole biatomiche si potevano ottenere 2 volumi di acido cloridrico a partire da 1 volume di idrogeno e da 1 volume di cloro. Ma i chimici più importanti e famosi del suo tempo erano fermamente convinti che atomi uguali, cioè dello stesso elemento, non potessero legarsi tra loro e per questo le idee di Avogadro furono ignorate per quasi cinquant anni. Nel 1858 venne convocato a Karlsruhe, in Germania, il primo congresso internazionale dei chimici. Protagonista di questo congresso, divenuto poi famoso, fu un chimico siciliano, Stanislao Cannizzaro, che riuscì a convincere i suoi colleghi della fondamentale validità e importanza della legge di Avogadro. Proprio a partire da questa legge, Cannizzaro indicò la via di uscita per risolvere uno dei problemi chimici più importanti di quel tempo: la determinazione delle masse degli atomi e delle molecole.

2 Sappiamo che atomi e molecole sono particelle incredibilmente piccole per cui è impensabile poterle pesare direttamente su di una bilancia seppur sensibilissima. Se però misuriamo la massa di volumi uguali di sostanze gassose diverse, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, in base alla legge di Avogadro misuriamo le diverse masse dello stesso numero di molecole (o, in generale, particelle). Ora, scegliendo un elemento di riferimento, si possono esprimere le masse degli altri elementi facendo il semplice rapporto con la massa dell elemento di riferimento scelto. Il rapporto tra le due masse di elementi diversi contenenti lo stesso numero di particelle si semplifica e diventa il rapporto tra le masse delle singole particelle dei due elementi. massa elemento A massa elemento B = massa 1 particella A massa 1 particella B x N particelle di A N particelle di B = massa 1 particella A massa 1 particella B x Dato che: Già nel XIX secolo i chimici scelsero come elemento di riferimento l idrogeno e ad esso assegnarono in modo arbitrario il valore di massa uguale a 1. Facciamo un esempio: il rapporto tra le masse di uguali volumi di ossigeno e idrogeno permise di stabilire che una molecola di ossigeno pesa 16 volte più di una molecola di idrogeno. I chimici poterono in questo modo determinare le masse relative (all idrogeno) di moltissime molecole di sostanze allo stato gassoso o facilmente trasformabili allo stato gassoso. Il valore della massa relativa degli atomi fu chiamato peso atomico (PA) e quello delle molecole peso molecolare (PM). In sintesi, in un PA o in un PM espresso in grammi di qualsiasi sostanza è contenuto lo stesso numero di particelle. La regola di Cannizzaro per la determinazione del peso atomico di un elemento è la seguente: a) si considera un grande numero di composti contenenti l elemento in questione; b) si determina per ogni composto il peso molecolare; c) si ricavano dalle diverse quantità dei composti (pari alla massa in grammi dei rispettivi pesi molecolari) le corrispondenti quantità dell elemento; d) si assume come peso atomico dell elemento il valore più basso tra quelli trovati. Facciamo proprio uno degli esempi di Cannizzaro (vedi tabella sotto presa dal Sunto di un corso di filosofia chimica tenuto nella Reale Università di Genova nel 1858) che si propose di determinare il peso atomico del carbonio. Analizzò il metano (gas delle paludi), l anidride carbonica (acido carbonico) e l etilene (eterene), tutti composti gassosi contenenti carbonio. Di ciascun composto prese in esame una quantità in grammi pari al suo peso molecolare. I pesi molecolari PM corrispondenti alle tre sostanze erano 16, 44 e 28 e determinò, attraverso l analisi chimica, le quantità di carbonio in esse presenti. In 16 g di metano la quantità di carbonio era 12; in 44 g di anidride carbonica era ancora 12 mentre nei 28 g di etilene era 24.

3 Il peso atomico del carbonio poteva essere proprio 12, a meno che non si trovasse un altro composto contenente un sottomultiplo di 12 in una massa in grammi pari al suo peso molecolare. Ultima domanda a cui cercheremo di dare una risposta in questo percorso epistemologico è la seguente: come furono sono state ricavate le formule chimiche delle sostanze? Lo stesso Dalton riteneva che la formula chimica dell acqua fosse HO e non H 2 O. Infatti, dato che la quantità di ossigeno che si combinava con la stessa quantità di idrogeno era doppia nell acqua rispetto a quella non (i rapporti erano rispettivamente 16 e 8), la formula chimica dell acqua doveva essere HO 2 e quella dell acqua HO. massa ossigeno massa ossigeno O O massa idrogeno H = 8 nell acqua NON massa idrogeno H = 16 nell acqua Ma per conoscere la formula chimica di una sostanza non era sufficiente il rapporto di combinazione tra le masse: era indispensabile conoscere anche il valore dei pesi atomici, così come erano stati determinati da Cannizzaro. L ossigeno aveva infatti peso atomico di 16 e l idrogeno di 1 per cui nella molecola di acqua il numero di atomi di idrogeno doveva essere pari a 2. Se il peso atomico dell ossigeno fosse stato 8, come pensava Dalton, effettivamente nell acqua non 1 atomo di O si combinava con 1 atomo di H. Nella tabella che segue viene proposto un confronto sintetico tra l ipotesi di Dalton e quella di Cannizzaro per la determinazione della formula dell acqua e dell acqua. PA ossigeno Formula acqua NON Formula acqua Ipotesi Dalton 8 HO HO 2 Ipotesi Cannizzaro 16 H 2 O H 2 O 2 In realtà le formule ricavate con questo metodo sono le sole formule minime, che indicano il rapporto minimo tra gli atomi che costituiscono la molecola. Per scrivere l effettiva composizione atomica di una molecola, cioè la sua formula molecolare, è necessario ricavare sperimentalmente il valore del peso molecolare. Se il peso molecolare è

4 lo stesso di quello ricavabile dalla formula minima, allora la formula molecolare coincide con quella della formula minima (è il caso dell acqua NON ), altrimenti è un suo multiplo intero. Per esempio, l acqua ha formula minima HO ma peso molecolare 34, che è esattamente doppio della somma dei pesi atomici di H e O, per cui la formula molecolare è H 2 O 2. L acqua NON ha invece formula minima H 2,O che corrisponde esattamente al peso molecolare di 18. Nella tabella che segue vengono sinteticamente confrontate formule e pesi dell acqua e non. Formula minima Peso molecolare Formula molecolare Struttura Acqua HO 34 H 2 O 2 Acqua NON H 2 O 18 H 2 O Esercizi 1) A partire dai valori dei pesi atomici degli elementi PA, così come indicati nella tavola periodica degli elementi, determina il peso molecolare PM (o peso formula PF se il composto è ionico e non molecolare) delle seguenti sostanze: a) acido nitrico HNO 3, b) solfato rameico CuSO 4, c) iodio molecolare I 2, d) anidride nitrosa N 2 O 3, e) ossido rameoso Cu 2 O, f) cobalto Co, g) idruro di litio LiH.. 2) Determina la % in massa di ciascuno degli elementi presenti nei seguenti composti, ovviamente sempre a partire dalla loro formula chimica e dai PA riportati nella tavola periodica. a) anidride clorica Cl 2 O 5 PM = %Cl = %O = b) carbonato di magnesio MgCO 3 PF =. %Mg =.. %C = %O = c) ammoniaca NH 3 PM = %N = %H = d) metano CH 4 PM =.. %C =.... %H =.. 3) commenta per iscritto la mappa concettuale presentata di seguito utilizzando le righe a disposizione Lavoisier Legge di conservazione della massa 1806 Proust Legge delle proporzioni definite Dalton Teoria atomica 1808 Dalton Legge delle proporzioni multiple Gay-Lussac Legge dei volumi di combinazione Esistenza molecole Avogadro Regola di Cannizzaro Cannizzaro 1858

5 Soluzioni: 1) a) 63,02 b) 159,61 c) 253,8 d) 76,02 e) 143,1 f) 58,93 g) 7,95 2) a) 150,9 47% b) 84,32, 29%, 14% c) 17,03, 82% d) 16,04, 75%