Atomi, Molecole, Quantità di Sostanza e Mole

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1 LM85-bis Scienze della formazione primaria Atomi, Molecole, Quantità di Sostanza e Mole Prof. Federico Teloni Elementi di Chimica A. A federico.teloni@istruzione.it

2 Atomi e Molecole Tra i postulati della Teoria Atomica di Dalton, l ultimo implicava che atomi di elementi differenti formassero sistemi particellari poliatomici, detti molecole: I composti sono formati quando gli atomi di più di un elemento si combinano. Dalton La molecola è il più piccolo sistema particellare costituito da atomi diversi.

3 Composizione dell acqua Nel 1799 Proust aveva separato l acqua nei suoi componenti gassosi, idrogeno e ossigeno, usando l elettricità: I risultati indicavano che l acqua contiene sempre idrogeno e ossigeno in rapporto di massa 1:8 (il rapporto dei volumi è invece di 2:1), indipendentemente dall origine del campione di acqua. Analogamente, nella formazione di acqua da idrogeno e ossigeno, Dalton osservava sperimentalmente che il corretto rapporto in massa dei due reagenti gassosi era sempre pari a 1:8.

4 Misura delle Masse Atomiche Posta la conservazione della massa in una reazione chimica, conoscendo la massa degli atomi si sarebbe potuta prevedere la quantità di sostanze reagenti e prodotti. Essendo però le masse degli atomi troppo piccole per essere misurare con le bilance, Dalton propose di attribuire agli atomi la massa relativa, prendendo come riferimento l atomo di idrogeno a cui assegnò il valore 1: La MASSA ATOMICA RELATIVA è il rapporto tra la massa atomica di un elemento e quella dell atomo di idrogeno, posta uguale a 1,00. Nella sintesi dell acqua, Dalton osservava sperimentalmente che 1 g di idrogeno gassoso reagiva con 8 grammi di ossigeno gassoso. Egli propose quindi che i due elementi si combinassero in rapporto di atomi 1:1 e ponendo uguale a 1 la massa di un atomo di idrogeno: Massa atomica relativa dell ossigeno: 8 1 = 8 Dalton compilò la prima tabella di masse atomiche relative.

5 Legge dei Volumi di Combinazione Gli esperimenti sulle reazioni tra gas permisero a Gay Lussac nel 1808 di proporre la Legge dei volumi di combinazione: «I volumi secondo cui i gas si combinano, a temperatura e pressione constanti, stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli» Gay Lussac NOTA BENE: I volumi dei gas si combinano con rapporti semplici, mentre per la combinazione delle masse la situazione è diversa.

6 Volumi dei Gas e Dalton Secondo Dalton si sarebbe dovuto avere: N atomi di idrogeno + N atomi di cloro N molecole di acido cloridrico Quindi si sarebbe dovuto avere anche: 1 L di idrogeno + 1 L di cloro 1 L di acido cloridrico Dalton Perché invece si osservava la formazione di DUE litri di acido cloridrico? Come spiegare ciò?

7 Avogadro e le Molecole Avogadro Fu Avogadro nel 1811 a trovare la chiave di spiegazione. Egli chiarì infatti i concetti di ATOMO e MOLECOLA: «Per MOLECOLA si intende un aggregato di atomi, uguali o diversi, che costituisce la particella minima di una sostanza con tutte le caratteristiche chimico-fisiche della sostanza stessa» Quindi gli elementi potevano essere costituiti da molecole di atomi uguali, come H 2, Cl 2, O 2 e N 2. Ipotizzando che l idrogeno fosse costituito da molecole con due atomi uguali e lo stesso per il cloro: + 1 volume di molecole biatomiche di Idrogeno 1 volume di molecole biatomiche di cloro 2 volumi di molecole biatomiche di acido cloridrico

8 Avogadro e le Molecole Reattive L ipotesi di Avogadro sulle molecole biatomiche di un elemento (come H 2, N 2, O 2 e Cl 2 ) e sulla possibilità che esse si dividono quando reagiscono, permise di spiegare la legge dei volumi di combinazione sperimentalmente osservata da Gay Lussac. Si riuscivano così a spiegare i rapporti tra i volumi nella reazione tra idrogeno e ossigeno, a formare molecole H 2 O: Analogamente, dai rapporti tra i volumi nella reazione tra idrogeno e azoto, si ipotizzò la formazione di molecole NH 3 : 3 volumi di molecole biatomiche di idrogeno 1 volume di molecole biatomiche di azoto 2 volumi di molecole tetraatomiche di ammoniaca

9 Principio di Avogadro Avogadro propose anche che: «Volumi uguali di gas differenti, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, contengono lo stesso numero di particelle» (lui le chiamò «molecole integranti»). Avogadro Quindi, per misurare la massa relativa di due molecole diverse (e di due sostanze diverse) basta confrontare le masse di due volumi uguali dei relativi gas, posti nelle medesime condizioni di pressione e temperatura.

10 Nuove Masse Atomiche Relative Se idrogeno e ossigeno reagisco in rapporti 1:8 in grammi, ora la massa atomica relativa dell ossigeno diventa circa 16. Infatti: 1 g di H g di O 2 9 g di H 2 O ma la reazione bilanciata è: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Ponendo uguale a 1 la massa atomica relativa dell idrogeno si veniva ad assegnare all ossigeno una massa atomica relativa di 16 (..in realtà è 15,9). Il fatto che le masse atomiche relative NON fossero legate tra loro da rapporti semplici creò dispute sul modo migliore di misurarle. Inoltre era l ossigeno, più che idrogeno, a combinarsi con tanti elementi diversi. Si prese allora come riferimento l ossigeno a cui si assegnò massa atomica relativa 16, per cui l idrogeno venne ad avere un valore pari a 1,008. La nuova scala rimase in vigore fino al 1961, quando fu deciso di adottare una scala di masse atomiche basata sull isotopo 12 del carbonio, posto esattamente uguale a 12,000.

11 Quantità di Sostanza e Mole Necessità storica di conoscere la quantità di una certa sostanza presente in un campione. Es. La qualità dell oro era piuttosto variabile, per la presenza di rame e argento tentativi di truffa ed imitazione. Si iniziò a stimare il contenuto in oro di un campione strisciandolo su una pietra dura e nera (generalmente diaspro) e confrontando il colore e l aspetto dello striscio con quelli ottenuti nelle stesse condizioni da campioni con diverso contenuto in oro, a partire dal più puro per le possibilità dell epoca.

12 Quantità di Sostanza e Mole Nel 1969, dopo molte insistenze da parte dei chimici, è stata introdotta: (1) una nuova grandezza fondamentale per i chimici (la QUANTITA DI SOSTANZA) e (2) la sua unità di misura (la MOLE). Fisico Chimico

13 Quantità di Sostanza e Mole Nel 1969 viene istituita la settima unità di misura di base: GRANDEZZA FISICA quantità di sostanza (QS) UNITA DI MISURA mole (mol) La mole è una quantità di sostanza che contiene lo stesso numero di entità elementari quanti sono gli atomi di carbonio- 12 in esattamente 12 g di carbonio-12. N A = mol -1 costante di Avogadro

14 Contare gli Oggetti? Quante palle da biliardo ci sono? Quanti chicchi di riso ci sono? Quante palle da tennis ci sono? Quante lenticchie ci sono?

15 Contare gli Atomi? Contare fisicamente gli atomi è impossibile. Dobbiamo poter correlare una massa misurata al numero di atomi che contiene. Dobbiamo poter Contare Pesando!

16 Contare Pesando Nella vita di tutti i giorni, la misura delle cose o degli oggetti viene fatta in due modi: CONTANDOLE o PESANDOLE Di volta in volta si sceglie il modo più conveniente per il particolare scopo.

17 Macroscopico-Microscopico Macroscopico E più conveniente CONTARE le uova, le penne, le bottiglie, piuttosto che pesarle (perché sono oggetti macroscopici e generalmente ce ne servono un numero limitato). Microscopico E più conveniente PESARE il riso, i chiodi, le viti e i bulloni, piuttosto che contarli (perché sono oggetti piccoli e generalmente ce ne servono moltissimi, cioè numeri molto grandi).

18 Contare Pesando La mole è dunque di un concetto che fa da ponte tra il livello macroscopico delle sostanze ed il livello microscopico degli atomi e delle molecole. I chimici contano quando «mettono a posto» i coefficienti delle reazioni. A livello empirico i chimici (che non sono in grado di contare direttamente le entità chimiche) pesano una certa quantità di sostanza.

19 Contare Pesando La mole offre la possibilità di contare le entità elementari delle sostanze (atomi, ioni, molecole, livello MICROSCOPICO) semplicemente pesando quantità MACROSCOPICHE delle sostanze, e viceversa.

20 Invariante Relativistica La mole NON È semplicemente una massa! Infatti per Einstein la massa di un corpo varia con la sua velocità (aumenta all aumentare della velocità), mentre la Quantità di Sostanza rimane invariata (qualsiasi sia l aumento di velocità di un certo campione di materia). La quantità di sostanza non perderà né guadagnerà alcun componente elementare (atomo o molecola). La Quantità di Sostanza è una INVARIANTE RELATIVISTICA La mole NON È un numero! Infatti la mole, in quanto unità di misura di base, è una grandezza fisica di valore determinato per convenzione. Quando si misura una concentrazione in moli/litro in nessun caso si esegue un conteggio di entità elementari (anzi il numero finito di esse è irrilevante!).

21 Mole è Massa e Numero La mole è l unità di misura della quantità di sostanza di un sistema costituito da entità elementari uguali: La quantità di sostanza può essere espressa sia come massa, sia come numero di entità elementari che il sistema contiene la mole è riferita ad entrambe, massa e numero!

22 Costante di Avogadro Il numero di entità elementari contenute in una mole è la costante di Avogadro (chiamata impropriamente numero di Avogadro). Avogadro La sua dimensione è mol -1 (un semplice numero è invece adimensionale!). LA COSTANTE DI AVOGADRO x mol -1

23 Costante di Avogadro In molti testi si parla di NUMERO DI AVOGADRO x ERRATO Avogadro x (il valore preciso NON è peraltro noto con assoluta precisione) deve essere indicato come la COSTANTE di Avogadro La costante di Avogadro indica il numero di entità elementari contenute in una mole quindi la sua dimensione è mol -1 (invece un semplice numero è adimensionale!).