cap 3 - LE ORIGINI DELLA TEORIA ATOMICA

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1 cap 3 - LE ORIGINI DELLA TEORIA ATOMICA 3.1 La teoria atomica di Democrito (400 a.c.) Proviamo ad immaginare di spezzare a metà un granello di sabbia: si ottiene ovviamente un granello più piccolo che, a sua volta, può essere separato in due frammenti più piccoli. Anche questi frammenti possono essere ulteriormente ridotti... Ma fino a quale livello è possibile effettuare questa separazione? Sarà sempre possibile dividere in due un granello di sabbia, per quanto piccolo possa essere diventato? O si arriverà ad un punto tale per cui ciò non sarà più possibile? Questo dilemma ha attraversato i secoli. Infatti i primi a speculare sulla composizione della materia furono i filosofi dell antica Grecia, nel 400 a.c. circa. Democrito sosteneva che, per suddivisioni successive di un corpo, era possibile ottenere un frammento così piccolo da non essere più divisibile, che chiamò àtomos, cioè non-divisibile. D altra parte, xxxx, sosteneva il contrario: per quanto piccolo potesse essere un frammento di materia, esso avrebbe sempre potuto generare frammenti più piccoli. Questa seconda teoria filosofica fu quella accettata nei secoli seguenti, mentre la teoria di Democrito non venne considerata una valida alternativa. E infatti difficile immaginare che, a un certo punto, un frammento di materia non possa essere a sua volta diviso in parti più piccole. Per circa 2300 anni si rimase in una situazione di pura speculazione, non essendoci, a sostegno dell una o dell altra teoria, delle prove o dei dati sperimentali. In realtà, il metodo galileiano non veniva estesamente applicato anche se conosciuto e la conoscenza del mondo fisico era limitata a speculazioni filosofiche e ipotesi più o meno fantasiose. E solo alla fine del 1700, con Lavoisier, che l indagine chimica muove i suoi primi passi e, in poco meno di vent anni queste prime sperimentazioni porteranno alla prima definizione della teoria atomica, cioè alla prova dell esistenza di particelle indivisibili costituenti tutta la materia. 3.2 La legge di conservazione della massa (Lavoisier 1783) Il primo importante, effettivo contributo risultato sperimentale su cui si sarebbe in seguito basata la teoria atomica, lo si deve a Lavoisier. Questo studioso iniziò ad effettuare delle misurazioni nell ambito delle reazioni chimiche. Questa operazione fu tutt altro che banale o scontata, ma comportò una vera rivoluzione metodologica. Per la prima volta si cercavano dei dati oggettivi, sperimentali, riproducibili, in sostituzione di astratte speculazioni. Lavoisier effettuò diversi esperimenti e si accorse di un fatto molto importante: la somma delle masse dei reagenti presenti prima di una reazione chimica coincide con la somma delle masse dei prodotti. In altri termini, definì il principio di conservazione della massa in una reazione chimica. Possiamo verificare questo principio con un semplice esperimento. Poniamo, sui piatti di una bilancia, una beuta contenente 150 ml di una soluzione di acido cloridrico, chiusa con una pinza e un palloncino, e alcuni dischi di zinco. Poniamo sul secondo piatto della bilancia un apparecchiatura identica, della stessa massa della prima, con quantità di zinco e di soluzione di acida identiche alle precedenti, in modo che la bilancia risulti in equilibrio.

2 Introduciamo ora lo zinco nella soluzione acida e chiudiamo rapidamente la beuta: si ha dissoluzione dello zinco con un vivace sviluppo di gas, che gonfia il palloncino. E evidente che è avvenuta una reazione, poiché inizialmente il gas non era presente, ma si genera dallo zinco e dall acido cloridrico. Al termine dello sviluppo di gas, la bilancia indica che la massa dei due apparati non è variata, nonostante la scomparsa dello zinco e la comparsa del gas. Abbiamo quindi verificato l applicabilità del principio di conservazione della massa ad una trasformazione chimica. Con una numerosa serie di esperienze analoghe a questa, Lavoisier fu in grado di fornire ai ricercatori dell epoca il primo dato certo sulle reazioni chimiche e a porre il primo fondamento della teoria chimica. 3.2A Quale fu l innovazione metodologica introdotta da Lavoisier nell ambito della ricerca chimica? obiettivo: evidenziare i concetti principali del paragrafo 3.2B Enuncia il principio di conservazione della massa di Lavoisier. obiettivo: evidenziare il concetto principale del paragrafo 3.3 Legge delle proporzioni definite (Proust 1799) Negli anni immediatamente successivi ai lavori di Lavoisier, fu possibile aggiungere un altra pietra all edificio nascente della chimica, pietra fondamentale per la comprensione della struttura della materia. Verificata e accettata la legge di conservazione della massa di Lavoisier, fu possibile indagare quali fossero le quantità di reagenti necessarie per effettuare una determinata reazione. Si cercò cioè di determinare se le quantità di prodotti ottenute da una reazione chimica fosse dipendente o no dalle masse di reagenti. Egli cercò di determinare quale tra le seguenti ipotesi fosse corretta: 1) i reagenti possono essere miscelati in quantità casuali e i prodotti si formano in quantità altrettanto casuali 2) i reagenti devono essere miscelati in rapporti particolari e i prodotti si formano in quantità definite. Egli effettuò sia esperimenti di sintesi sia di decomposizione e trovò un inaspettata regolarità che legava le masse dei reagenti e quelle dei prodotti. E possibile comprendere il lavoro sperimentale effettuato da Proust con un semplice esempio: la decomposizione e la sintesi dell acqua. Per separare l acqua nei suoi atomi costituenti, è sufficiente utilizzare un apparecchiatura come quella indicata in Fig. 3.1 : la corrente elettrica decompone l acqua in due gas, idrogeno e ossigeno, che si raccolgono ciascuno ad uno dei due elettrodi.

3 Fig apparato per l idrolisi dell acqua - Collegando gli estremi di una pila di Volta a due elettrodi, è possibile ottenere la separazione dell idrogeno dall ossigeno, i due elementi che compongono l acqua. Raccogliendo e misurando il volume prodotto di ciascun gas, se ne determina la massa. Reiterando alcune volte l esperimento e decomponendo masse d acqua diverse, si ottengono i dati riportati in tabella. massa di ACQUA decomposta massa di OSSIGENO ottenuta massa di IDROGENO ottenuta % di OSSIGENO presente nell acqua % di IDROGENO presente nell acqua 10,0 8,88 1,12 88,8 11,2 15,0 13,3 1,68 88,7 11,2 45,0 40,0 5,04 88,9 11,2 valore medio per 100 g di acqua = 88,8 11,2 massa di ossigeno rispetto a 1 g di idrogeno = 7,93 Il risultato notevole e inaspettato è riportato nelle ultime due colonne, cioè la costanza della percentuale di ossigeno e di idrogeno prodotti nella decomposizione dell acqua. Si può quindi affermare, a seguito di tali dati sperimentali, che in quantità di acqua diverse (10, 15 e 45 g) sono presenti ossigeno e idrogeno in proporzione costante (88,8% e 11,2%). Ciò significa che, nell acqua, sono presenti in media 7,93 g di ossigeno per ogni grammo di idrogeno. Ma è necessario verificare se è vero anche il contrario, cioè se per ottenere dell acqua è necessario che ossigeno e idrogeno reagiscano esattamente in proporzione di 7,93 g/1,00 g, oppure se essi possono essere posti a reagire in proporzioni diverse da queste. Potrebbe anche capitare che essi non reagiscano, oppure che la reazione porti alla formazione di acqua contenente proporzioni di idrogeno e di ossigeno diverse da quelle attese. Per conoscere quale delle precedenti ipotesi sia corretta è necessario effettuare una verifica sperimentale tramite un apparecchiatura che permetta di miscelare quantità di idrogeno e ossigeno

4 differenti e di misurare la quantità di acqua otrenuta dopo l innesco della reazione. Realizziamo quindi una prima serie di esperienze, nelle quali si miscela una quantità fissa di idrogeno e quantità via via maggiori di ossigeno. Analizzando le miscele che si ottengono al termine della reazione, si fa una scoperta interessante: oltre all acqua, nella miscela è presente ossigeno non reagito. n exp ossigeno idrogeno acqua formata ossigeno non reagito 1 10,0 1,26 11,3 0,0 2 12,0 1,26 11,3 2,0 3 15,0 1,26 11,3 5,0 Infatti, la prima esperienza pone a reagire quantità esatte di ossigeno e idrogeno (7,93 g /1 g) e si ottiene una quantità di acqua la cui massa è praticamente uguale alla somma delle masse dei gas reagenti (legge di conservazione della massa); questo significa che tutto l ossigeno e tutto l idrogeno sono contenuti e combinati nell acqua ottenuta dalla loro reazione. Infatti non avanzano né ossigeno, né idrogeno (ultima collonna). Nell esperienza 2, al contrario, avanzano 2 g di ossigeno, mentre la massa di acqua ottenuta è identica alla precedente esperienza e l idrogeno è, anche in questo caso, completamente consumato dalla reazione. Bisogna allora concludere che, anche in questa seconda esperienza, 1,26 g di idrogeno si combinano con soli 10 g di ossigeno esattamente come accade nell esperienza 1. Identico risultato si ottiene nell esperienza 3: di 15 g di ossigeno aggiunti, 10 g reagiscono e 5 g avanzano. Da questa serie di osservazioni possiamo quindi concludere che la reazione procede finchè l idrogeno non è stato completamente consumato, mentre l ossigeno in eccesso rimane inalterato. Ci possiamo però domandare se, operando invece in eccesso di idrogeno con quantità fisse di ossigeno, si possa ottenere lo stesso risultato. In effetti è così e la tabella che segue mostra i risultati di tali esperienze. n exp ossigeno idrogeno acqua formata idrogeno non reagito 4 15,9 2,00 17,9 0,0 5 15,9 3,00 17,9 1,0 6 15,9 5,00 17,9 3,0 La prima reazione avviene tra quantità esatte dei due gas: si forma solo acqua e non si ha avanzo di nessuno dei due reagenti. Nella seconda e nella terza prova, si opera invece in eccesso di idrogeno: si ottiene la stessa quantità di acqua presente al termine della prima prova, ma si trova anche una parte di idrogeno non reagito, in modo perfettamente analogo a quanto visto per le reazioni avvenute in eccesso di ossigeno.

5 Possiamo quindi concludere che: 1. nell acqua sono presenti quantità di ossigeno e di idrogeno in proporzione costante (7,93 g / 1 g); tale proporzione viene indicata come rapporto di combinazione dell acqua 2. ossigeno e idrogeno reagiscono tra loro per formare acqua in quantità tali da rispettare il loro rapporto di combinazione Estendendo le esperienze a numerose altre sostanze, si verifica che i princìpi sopra enunciati per l acqua hanno validità del tutto generale. Si può allora formulare la legge delle proporzioni definite e costanti (legge di Proust): 1. il rapporto di combinazione tra le masse degli elementi presenti in un composto è definito e costante 2. se due o più sostanze reagiscono tra loro per formare un composto, le loro masse si combinano in modo tale da rispettare il loro rapporto di combinazione Per maggior chiarezza, proviamo ad applicare i procedimenti appena illustrati nell esempio che segue. 3.3 A Calcolare il rapporto di combinazione del cloruro di sodio tramite i valori indicati in tabella. sostanza massa elemento 1 massa elemento 2 rapporto di combinazione cloruro di sodio cloro: 15,4 sodio 10,0 cloro/sodio = ossido di calcio ossigeno: 1,52 calcio: 3,82 calcio/ossigeno = solfuro di potassio zolfo: 370 potassio: 451 potassio/zolfo = R. Il rapporto di combinazione si ottiene dividendo il valore di massa maggiore per il valore minore. Per il cloruro di sodio: rapp. comb. cloruro di sodio = massa cloro/ massa sodio = 15,4/10,0 = 1,54 g di cloro/1 g di sodio 3.3 B Completa la tabella dell esercizio precedente con i valori mancanti.

6 3.3 C Quanti grammi di cloro sono necessari per reagire con 17,8 g di sodio? Per il rapporto di combinazione, vedi es. 3.3A. R. In base all esercizio 3.3A si può scrivere: massa cloro/massa sodio = 1,54 Si ricava ora la grandezza massa cloro da tale formula e si effettua il calcolo sostituendo il valore della massa di sodio con il dato del testo: massa cloro = 1,54 x massa sodio = 1,54 x 17,8 = 27,4 g Sono quindi necessari 27,4 g di cloro per avere la reazione completa di 17,8 g di sodio. 3.3D Calcola la quantità di potassio necessaria per avere reazione completa di 25,5 g di zolfo; il rapporto di combinazione si ricava dai dati riportati nella tabella dell esercizio 3.3A. 3.3E Definisci la legge di Proust 3.4 La legge delle proporzioni multiple (Dalton 1804) Le leggi proposte da Proust vennero rapidamente sottoposte a verifica sperimentale e si constatò la loro sostanziale validità. Dalton, in particolare, si dedicò alla determinazione del rapporto di combinazione di numerose sostanze; operando in tal modo, si accorse che alcuni elementi avevano la capacità di combinarsi tra loro con rapporti di combinazione diversi, formando sostanze diverse, fermo restando il fatto che, ogni sostanza era caratterizzata dal suo rapporto di combinazione particolare, così come enunciato da Proust. Per esempio, il carbonio può combinarsi con l ossigeno formando composti diversi: l anidride carbonica e l ossido di carbonio; oppure con l idrogeno può formare metano, etilene, acetilene e moltissimi composti ancora. Questa è una proprietà differente da quelle enunciate da Proust, che poteva indurre a considerare che il rapporto di combinazione tra due elementi fosse unico, oltre che costante. Nella tabella che segue sono riportati alcuni esempi di elementi che si combinano in rapporti diversi per formare sostanze diverse. sostanza elemento 1 elemento 2 rapporto di combinazione el.1/el.2 acqua 7,93 ossigeno idrogeno acqua ossigenata 15,9 metano 2,98 carbonio idrogeno etilene (etene) 5,96 E importante sottolineare che il rapporto di combinazione rimane costante e caratteristico per ogni sostanza (acqua, acqua ossigenata...), pur esistendo rapporti di combinazione diversi per una stessa coppia di elementi (O/H, C/H).

7 A seguito di tali osservazioni sperimentali, Dalton notò un fatto nuovo, una nuova proporzionalità esistente tra i rapporti di combinazione di sostanze costituite dagli stessi elementi. Per esempio, dividendo il rapporto di combinazione dell acqua ossigenata per quello dell acqua, si ottiene un numero piccolo e intero, cioè 2: RC acqua ossigenata/rc acqua = 15,9/7,93 = 2,01 = 2 Ciò significa che nell acqua ossigenata è presente una quantità di ossigeno doppia rispetto a quella presente nell acqua. Operando un operazione analoga per etilene e metano, si riscontra la stessa precisa proporzionalità: RC etilene/rc metano = 5,96/2,98 = 2,00 = 2 quindi nell etilene la massa di carbonio è doppia rispetto alla massa dello stesso elemento contenuta nel metano. Dalton raccolse nella legge delle proporzioni multiple le sue osservazioni sperimentali: Quando due o più composti sono formati dagli stessi elementi, i rispettivi rapporti di combinazione stanno tra loro come numeri interi e solitamente piccoli. Le osservazioni di Dalton sono estremamente importanti; esperienze analoghe a quelle descritte e l elaborazione delle conseguenze teoriche dei principi enunciati, lo porteranno a formulare la prima teoria atomica sperimentale, teoria che gli varrà il titolo di padre della teoria atomica. Egli ebbe la prima intuizione sull esistenza reale degli atomi, idea già concepita da Democrito nel 400 a.c., ma non supportata da dati sperimentali. Dalton ritenne infatti che non fosse possibile spiegare le precise e ripetute regolarità da lui riscontrate, in base alla teoria che la materia fosse infinitamente divisibile, perché ciò avrebbe portato al risultato opposto, cioè all assoluta mancanza di regolarità tra i rapporti di combinazione. Al contrario, l ipotesi dell esistenza di particelle piccolissime, caratteristiche di ogni elemento, con proprietà ben definite, poteva agevolmente spiegare i dati sperimentali raccolti fino a quel momento e le leggi di Lavoisier, Proust e quella di Dalton stesso. 3.4A Definisci la legge delle proporzioni multiple e scrivi due esempi di sostanze che seguono tale legge. obiettivo: verificare la comprensione del paragrafo 3.4B Qual è la differenza esistente tra la legge di Proust e la legge di Dalton? 3.5 La teoria atomica di Dalton (1804) Dalton meditò a lungo sulla gran messe di dati sperimentali disponibili in merito ai rapporti ponderali relativi alle sostanze coinvolte nelle reazioni chimiche ed elaborò la propria teoria atomica basandola su alcuni postulati, che gli consentivano di spiegare i risultati delle sperienze effettuate: 1. la materia è costituita da atomi, particelle piccolissime, indivisibili e inalterabili 2. atomi di uguale massa e uguali proprietà appartengono allo stesso elemento 3. elementi diversi sono costituiti da atomi aventi massa e proprietà differenti 4. gli atomi si combinano tra loro secondo numeri piccoli e interi, dando origine ai composti

8 Una delle principali debolezze della teoria atomica di Dalton sta nel fatto che non prevede l esistenza di molecole di elementi; Dalton immagina infatti che il gas idrogeno sia costituito da singoli atomi di idrogeno, mentre oggi sappiamo che esso esiste (a temperatura e pressione ordinarie) come molecola costituita da due atomi di idrogeno H 2. Analoga errata concezione era attribuita all ossigeno e a ogni altro elemento. Ne seguiva che Dalton attribuiva all acqua la formula chimica HO, invece di quella corretta H 2 O. Malgrado ciò, la sua teoria era geniale e permise ai ricercatori suoi contemporanei di spiegare una grandissima quantità di risultati sperimentali in modo sostanzialmente corretto e semplice, per cui la teoria atomica venne rapidamente accettata come corretta e ampiamente utilizzata. Le errate assunzioni di Dalton non tardarono ad essere evidenziate da nuove esperienze, effettuate in particolare da Gay-Lussac, Stanislao Cannizzaro e Amedeo Avogadro, i cui contributi permisero di rifinire e perfezionare la teoria atomica di Dalton e di dare nuovo impulso alle ricerche del A Enuncia, con termini a te propri, la teoria atomica di Dalton obiettivo: evidenziare il concetto principale del paragrafo 3.5B Qual è la supposizione errata che portò Dalton ad attribuire all acqua la formula HO, invece della formula corretta H 2 O? obiettivo: sottolineare i limiti della teoria di Dalton 3.6 I primi sviluppi della teoria atomica: il principio di Avogadro Nel 1808, a breve distanza di tempo dalla pubblicazione della teoria atomica di Dalton, Gay-Lussac comunicò i risultati delle proprie ricerche, effettuate sulle reazioni tra gas. Egli notò che, a parità di pressione e temperatura, i volumi di gas di elementi diversi si combinano tra loro secondo numeri piccoli e interi, analogamente a quanto viene attribuito agli atomi nella teoria di Dalton (4 postulato). Per esempio, i gas ossigeno e azoto si combinano tra loro nel rapporto di 1:1 per dare 2 volumi di ossido di azoto. 1 V di ossigeno + 1 V di azoto = 2 V di ossido di azoto Con il termine generico volume si intende un qualsiasi volume di gas. Se, per esempio, si fanno reagire 3 L di ossigeno con 3 L di azoto, si ottengono 2 x 3 = 6 L di ossido di azoto (alla stessa temperatura e pressione): 3 L di ossigeno + 3 L di azoto = 6 L di ossido di azoto Studiando i risultati pubblicati da Gay-Lussac, Amedeo Avogadro giunse ad una importante conclusione ed enunciò quello che attualmente viene indicato come il principio di Avogadro, e cioè: 1. il numero di particelle di un qualsiasi gas contenuto in un certo volume è sempre uguale, indipendentemente dal tipo di sostanza considerata (a parità di T e P). Ciò significa che, a temperatura e pressione ambiente, 1 L di vapor d acqua contiene lo stesso numero di particelle di 1 L di ossigeno, o di 1 L di azoto, di ammoniaca, di metano o di qualsiasi altra sostanza gassosa. Avogadro inoltre considerò valida una nuova ipotesi, cioè che

9 2. gli elementi possono essere formati non solo da atomi singoli, ma anche da molecole poliatomiche, ipotesi scartata a priori da Dalton, senza alcun fondamento sperimentale. Cerchiamo di comprendere ora in che modo sia possibile giungere alle conclusioni di Avogadro. Consideriamo la reazione tra 1 volume di ossigeno e 1 volume di azoto e poniamo che, in 1 volume, siano presenti 5 particelle di ogni gas, così come affermato da Avogadro: 1 volume di 1 volume di 2 volumi di ossigeno azoto ossido di azoto Sperimentalmente osserviamo che si ottengono 2 volumi di ossido di azoto. Se quindi è valida l ipotesi di Avogadro, in 2 volumi devono essere presenti 10 molecole di ossido di azoto: 1 volume = 5 particelle 2 volumi = 2 x 5 = 10 particelle Si vede chiaramente dal disegno sopra riportato che la presenza di 10 particelle di ossido di azoto comporta inevitabilmente la presenza di 10 atomi di ossigeno e di 10 atomi di azoto, al termine della reazione. Nei 2 volumi di ossido di azoto sono allora presenti più atomi di ossigeno e di azoto ( ) di quanti ne sono stati messi a reagire inizialmente (5 + 5). Poiché, secondo Dalton, ciò era chiaramente impossibile, egli concluse che l ipotesi di Avogadro fosse errata e la rifiutò.

10 Avogadro rispose alle obiezioni sollevate da Dalton in modo geniale: semplicemente ipotizzò che ossigeno e azoto esistessero non come singoli atomi, ma come molecole biatomiche, costituite cioè da due atomi ciascuna. La reazione tra ossigeno e azoto può allora essere schematizzata in modo corretto considerando che le particelle dei gas reagenti siano biatomiche: 1 volume di 1 volume di 2 volumi di ossigeno azoto ossido di azoto Avogadro dimostrò quindi teoricamente possibile la sua ipotesi, cioè che volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di particelle (alla stessa T e P), ottenendo una reazione perfettamente bilanciata con molecole biatomiche. Le osservazioni e le ipotesi di Avogadro non furono inizialmente accettate, data la ferma opposizione di Dalton, per il quale l idea che atomi dello stesso elemento potessero legarsi tra loro era inconcepibile; si pensava infatti che fosse l attrazione elettrica tra atomi diversi a legare insieme le molecole e che atomi uguali dovessero possedere il medesimo tipo di elettricità e quindi dovessero necessariamente respingersi, affermazioni queste, prive di un valido supporto sperimentale. Tale situazione perdurò fino al 1860, anno in cui, nel corso del 1 Congresso Internazionale di Chimica, un altro ricercatore di origine italiana, Stanislao Cannizzaro, dimostrò la validità dei lavori di Gay- Lussac e Avogadro, applicando i loro risultati e le loro ipotesi alla determinazione della massa degli atomi, raccogliendo infine il consenso generale degli studiosi dell epoca. 3.6A Enuncia il principio di Avogadro. obiettivo: acquisire il concetto principale del paragrafo 3.6B Quale è stata l idea originale di Avogadro che Dalton rifiutò senza avere il supporto di dati sperimentali? obiettivo:confrontare le due diverse teorie

11 3.7 La determinazione della massa degli atomi Il lavoro di Cannizzaro permise di superare un problema tutt altro che trascurabile: gli atomi sono troppo piccoli per essere pesati uno a uno e quindi la loro massa deve essere determinata per altra via. Inoltre le unità di massa del tempo, ma anche l attuale grammo, sono un unità di misura troppo grande per essere un riferimemto adatto alla scala atomica. Cannizzaro propose allora di prendere come riferimento la massa di 1 atomo di idrogeno, perché risultava chiaro da tutti i dati raccolti che questo elemento era il più leggero di tutti. La massa dell atomo di idrogeno venne allora posta uguale a 1 e tutte le altre masse atomiche vennero espresse come multipli di tale riferimento. Fu perciò possibile determinare, per esempio, che la massa di un atomo di carbonio è 12 volte la massa dell idrogeno, o che quella dell ossigeno è pari alla massa di 16 atomi di H. In che modo si può giungere a questi valori? Il modo più semplice è l applicazione del principio di Avogadro, secondo il quale volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di particelle (alla stessa T e P). Possiamo allora pensare di riempire di idrogeno gassoso un contenitore del volume di 10 L e di determinarne la massa con una semplice pesata. Tolta la tara, cioè la massa del contenitore, si ottiene la massa di idrogeno: 0,8250 g. Ripetendo la procedura con un altra sostanza gassosa, per esempio azoto, si ottiene il valore di 11,46 g. Poiché le misurazioni sono state effettuate alla stessa T e P, possiamo applicare il principio di Avogadro e affermare che abbiamo pesato lo stesso numero di molecole di idrogeno e di azoto: N molecole di idrogeno = 0,8250 g N molecole di azoto = 11,46 g Sappiamo inoltre, per altra via, che entrambi i gas sono biatomici, quindi possiamo scrivere: N molecole di idrogeno = 2N atomi di idrogeno = 0,8250 g N molecole di azoto = 2N atomi di azoto = 11,46 g Il rapporto tra le due quantità ci permette di determinare la massa di 1 atomo di azoto riferita alla massa di 1 atomo di idrogeno:

12 2N atomi di azoto 11,46 g = = 13, N atomi di idrogeno 0,8250 g La massa di un atomo di azoto è quindi 14 volte la massa di un atomo di idrogeno. Con una simile procedura, Cannizzaro fu in grado di determinare una gran quantità di masse di elementi diversi. Bisogna ribadire che tali valori sono riferiti alla massa di 1 atomo di idrogeno, per cui essi rappresentano le masse atomiche relative e non si esprimono in grammi, ma in uma, cioè in unità di massa atomica. L unità di massa atomica scelta da Cannizzaro abbiamo visto essere la massa di 1 atomo di H, ma successivamente essa venne definita rispetto all ossigeno: 1 uma = 1/16 della massa di un atomo di ossigeno(*) Tale scelta venne operata per ragioni pratiche: l ossigeno poteva essere ottenuto molto più puro dell idrogeno nei laboratori e quindi i valori ad esso riferiti erano più precisi. Sorse però un problema tra fisici e chimici, poiché nei due diversi ambiti di ricerca il valore della massa di un atomo di ossigeno venne attribuito in modo diverso e quindi anche 1/16 di tale valore era leggermente diverso, portando come conseguenza ad un doppio valore di masse atomiche relative per tutti gli elementi. La trasformazione delle masse dall una all altra scala creava numerosi inconvenienti e calcoli inutili. Nel 1961 si abbandonarono quindi le due scale basate sull ossigeno e si adottò la scala attuale, basata sul carbonio: 1 uma = 1/12 della massa di un atomo di carbonio(*) L uso di valori frazionari (1/16 o 1/12) trova la sua ragione nella necessità di restare vicini alla scelta molto semplice di Cannizzaro: infatti 1/16 della massa di un atomo di ossigeno o 1/12 della massa di idrogeno corrispondono circa alla massa di un atomo di idrogeno. Le variazioni tra una scala e l altra e le motivazioni che hanno portato all attuale definizione verranno meglio approfondite nel par. 4.5 (*) rispettivamente 16 O e 12 C par A Pesando volumi uguali di idrogeno e di bromo gassoso (stessa T e P), si ottengono i seguenti valori: massa idrogeno = 1,512 g massa bromo = 119,9 g Entrambi i gas sono costituiti da molecole biatomiche. Calcola la massa atomica relativa del bromo rispetto all idrogeno. obiettivo: verificare la comprensione del paragrafo R. 79,30 uma 3.7B I tubi al neon sono ampiamenti usati per l illuminazione domestica e pubblica, in quanto consentono un notevole risparmio enetgetico. In essi è contenuto un gas monoatomico, il neon. Pesando uguali volumi di neon e idrogeno a temperatura e pressione ambiente, si determinano le rispettive masse: 6,05 g e 0,605.

13 Calcola la massa atomica relativa del neon rispetto alla massa di 1 atomo di idrogeno. obiettivo: applicare in un contesto differente le abilità acquisite R. 20,0 uma, perchè il neon è monoatomico ESERCIZI 3.2 La legge di conservazione della massa 3.1 Lavoisier ha effettuato diverse esperienze in base alle quali ha potuto enunciare una legge, oggi nota con il suo nome. Di quale legge si tratta? Che cosa afferma? 3.2 Uno studente effettua in cucina un esperimento per verificare la legge di conservazione della massa. A tale scopo, pesa con una bilancia: un bicchiere (120 g) 20 g di aceto 10 g di bicarbonato. Poi versa l aceto e il bicarbonato nel bicchiere e si sviluppa una vivace effervescenza. Al termine della reazione, pesando il bicchiere contenente ciò che rimane dell aceto e del bicarbonato reagiti, scopre che il peso totale è di 140 g. Egli conclude quindi che la legge di Lavoisier non è valida per la reazione tra aceto e bicarbonato. a)posto che egli non abbia effettuato errori nelle diverse pesate e che la bilancia della cucina sia perfettamente efficiente, ti senti di condividere la sua deduzione? b)in base ai dati raccolti e al tipo di reazione effettuata, spiega perché egli è giunto alla conclusione che la legge di Lavoisier sia errata. c) Se tu dovessi eseguire la stessa esperienza, quali modifiche apporteresti affinchè si possa verificare la correttezza della legge di Lavoisier? 3.3 Lo stesso sprovveduto studente (es. 3.2) effettua una seconda verifica della legge di Lavoisier; questa volta pesa 10 chiodi di ferro e ne annota il valore: 25 g. Poi li lascia esposti all aria per circa due mesi,

14 finchè essi non sono arrugginiti. Infine li ripesa e scopre che, anche questa volta (secondo lui) Lavoisier si è sbagliato: i chiodi arrugginiti pesano 31 g. Qual è stato, questa volta, il suo errore? Perché il peso dei chiodi arrugginiti è superiore a quello dei chiodi nuovi? Traccia: la ruggine è un costituita da ferro e ossigeno. 3.4 Basandoti sulla legge di conservazione della massa, completa la tabella con i dati mancanti. I reagenti sono le sostanze presenti prima della reazione, mentre i prodotti sono ciò che si ottiene al termine della reazione. massa reagente 1 massa reagente 2 massa prodotto 1 massa prodotto 2 massa totale reagenti = massa totale prodotti idrogeno 10 g ossigeno 79 g acqua g g ferro g ossigeno 5,0 g ruggine 16,6 g --- g acido cloridrico 3,7 g sodio idrossido g sodio cloruro g acqua 1,83 g 7,9 g argento nitrato 8,3 g acido solforico g argento solfato 7,6 g acido nitrico 3,1 g g 3.3 La legge delle proporzioni definite 3.7 Calcola il rapporto di combinazione degli elementi presenti nelle sostanze elencate in tabella in base alle masse indicate. biossido di carbonio CO 2 idruro di litio LiH acetilene C 2 H 2 propano (GPL) C 3 H 8 acido solfidrico H 2 S ossido di alluminio Al 2 O 3 biossido di silicio SiO 2 sostanza massa elemento 1 massa elemento 2 C = 12,0 O = 32,0 O/C = Li = 6,94 H = 1,01 Li/H = C = 24,0 H = 2,02 C/H = C = 72,1 H = 16,1 C/H = H = 6,05 S = 96,2 S/H = Al = 54,0 O = 48,0 Al/O = Si = 14,0 O = 16,0 O/Si = rapporto di combinazione

15 3.8 Nella tabella che segue, sono indicati i rapporti di combinazione di alcune sostanze. Usando per i tuoi calcoli tali rapporti e la massa indicata di uno dei due elementi, calcola la massa dell elemento rimanente. sostanza massa elemento 1 massa elemento 2 rapporto di combinazione ossido di zinco ZnO Zn = 4,70 Zn/O = 4,09 boro idruro BH 3 B = 13,8 B/H = 3,58 acido iodidrico HI I = 23,5 I/H = 126 ossido di stagno (II) SnO O = 180 Sn/O = 7,42 magnesio bromuro MgBr 2 Br = 0,0177 Br/Mg = 6,58 ossido di cromo (III) Cr 2 O 3 Cr = 1, Cr/O = 2,17 cianogeno (CN) 2 N = 1,00 N/C = 1, Spiega quali fatti voleva verificare Proust tramite le esperienze da lui ideate e quali conclusioni ne ha dedotto. 3.6 Il rapporto di combinazione è una caratteristica importante di ogni composto. Di che cosa si tratta? Fai un esempio. 3.4 La legge delle proporzioni multiple 3.9 Dalton ha ampliato il lavoro di Proust, permettendo di conoscere meglio le caratteristiche dei rapporti di combinazione. Precisamente, qual è stata la sua scoperta? Fai un paio di esempi di sostanze che seguono la legge di Dalton Tra i composti elencati, alcuni seguono la legge delle proporzioni multiple. Indica quali sono tali composti, trascrivendone le formule nello stesso riquadro. sostanza gruppi di sostanze che seguono la legge delle proporzioni multiple a. HCl b. H 2 O c. CuO d. Zn(OH) 2 e. H 2 O 2 f. CO H 2 O H 2 O 2 CuO Cu 2 O

16 g. C 3 H 6 h. C 6 H 6 i. Cu 2 O j. NaH k. NaCl l. CO 2 m. HCN CO CO 2 C 3 H 6 C 6 H Nella tabella dell esercizio 3.7 sono presenti due sostanze che seguono le legge di Dalton. Quali sono? 3.5 La teoria atomica di Dalton 3.12 Dalton elaborò la propria teoria atomica in base a precisi fatti sperimentali, raccolti da lui stesso o da altri. Spiega quali ricerche ed esperienze gli hanno permesso di ricevere il titolo di padre della teoria atomica Perché Dalton assegnava all acqua la formula errata HO, al posto di quella corretta H 2 O? 3.14 Il termine atomo deriva dal greco e significa non-divisibile. Tale termine è stato utilizzato da Dalton, ma è stato coniato nel 400 a.c. da un filosofo greco, Democrito, la cui teoria venne sistematicamente rifiutata per secoli. La teoria di Dalton è stata invece rapidamente accolta. Perché? Quali sono le differenze di impostazione teorica e pratica delle due teorie? 3.6 I primi sviluppi della teoria atomica 3.15 Gay-Lussac effettuò delle esperienze con sostanze gassose e fece una scoperta interessante e inaspettata. Che cosa scoprì? Come interpretò i risultati ottenuti? 3.16 La legge di Avogadro è alla base degli attuali calcoli stechiometrici, cioè delle relazioni numeriche che intercorrono tra i reagenti e i prodotti di una qualsiasi reazione chimica. Spiega che cosa afferma tale legge Dalton rifiutò in blocco le ipotesi di Avogadro, ritenendole assurde. Perché? Applica le critiche di Dalton alla reazione tra 10 particelle di ossigeno e 10 di idrogeno e spiega perché egli giungeva alla conclusione che fossero errate. Ipotizza che 5 particelle di gas occupino 1 volume e che si trovino alla stessa T e P. Traccia: per la tua risposta, usa uno schema analogo a quello riportato nel par. 3.6, 3.18 Le critiche di Daltono furono brillantemente respinte da Avogadro. In che modo? Quale ipotesi espressa da Dalton fu contraddetta da Avogadro?

17 3.19 Tramite un disegno analogo a quello riportato nel par. 3.6, mostra come Avogadro immaginava la reazione tra 10 particelle di ossigeno e 10 particelle di idrogeno. Tale sua ipotesi era sufficiente per respingere le critiche di Dalton? 3.20 I disegni che seguono mettono a confronto l ipotesi di Dalton con l ipotesi di Avogadro per la reazione tra due gas diversi. Completali in base a tali rispettive ipotesi. Assumi che 3 particelle di gas occupino 1 volume. ipotesi di Dalton ipotesi di Avogadro 3.21 Grazie a chi e in che contesto fu accettata l ipotesi di Avogadro? 3.22 Le ricerche successive all elaborazione della teoria atomica di Dalton, hanno permesso di determinare il numero di particelle presenti effettivamente in un certo volume di gas. Oggi sappiamo che, a T e P ambiente, in 24,47 L di un qualsiasi gas sono contenute circa 6,022 x particelle. Questo numero particolare prende il nome di numero di Avogadro e si indica con il simbolo N A.

18 a) Calcola, in base al numero di Avogadro, quante particelle di vapor d acqua sono contenute nel volume di 1 L (a T e P ambiente). b) Se, nello stesso volume, alla stessa T e P, fosse contenuto dell azoto gassoso, ti aspetti che siano presenti più o meno particelle, rispetto al vapor d acqua? Perché? 3.23 Uno studente vaporizza completamente 1,000 g di acqua pura in un apparecchiatura chiusa e misura il volume occupato dal vapore, che risulta essere 1,357 L. Sapendo che in 24,47 L sono contenute 6,022 x particelle di vapor d acqua, calcola: a) quante particelle sono contenute in 1,357 L di vapore b) la massa di una particella di acqua. Tutti i volumi si intendono misurati a T e P ambiente. R. m H 2 O = 2, g 3.7 La determinazione della massa degli atomi 3.24 Quale riferimento ha adottato Cannizzaro per la determinazione della massa atomica relativa degli atomi? Motiva la sua scelta Successivamente a Cannizzaro, sono state adottate altre due scale di massa atomica relativa. Quali? 3.26 Spiega per quale motivo si è abbandonata la scala proposta da Cannizzaro e si è scelto l ossigeno 16 O come riferimento L attuale scala delle masse atomiche relative è basata sul carbonio 12 C; perché è stata abbandonata la scala basata sull ossigeno 16 O? 3.28 Calcola la massa atomica relativa del fluoro (rispetto all idrogeno) dai seguenti dati: 1 volume di fluoro = 121,6 g 1 volume di idrogeno = 6,451 g Le misure sono state effettuate alla stessa T e P; il fluoro è un gas biatomico Il mercurio è un metallo liquido a T e P ambiente, e passa facilmente allo stato gassoso. Misurando la massa di un ugual volume di mercurio e di idrogeno (stessa T e P), si ottiene per il mercurio una massa di 20,06 g, mentre per l idrogeno risulta un valore molto inferiore: 0,2016 g. Qual è la massa atomica relativa del mercurio? Assumi che esso sia presente in fase gassosa come gas monoatomico Il fosforo solido ha formula P 4 ; è cioè costituito da molecole di 4 atomi di fosforo ciascuna. Portando allo stato gassoso 92,92 g di P 4 si determina che tale massa occupa un certo volume V. Pesando la massa di un ugual volume V di idrogeno si ottiene il valore di 1,512 g. Calcola la massa atomica relativa del fosforo. R. 30,72 uma