Le leggi ponderali della chimica

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1 Le leggi ponderali della chimica Leggi ponderali Osservazioni e misure portano alla scoperta di regolarità nel comportamento della materia nel corso delle trasformazioni. All inizio le regolarità furono osservate misurando accuratamente i pesi delle sostanze, da qui il nome di LEGGI PONDERALI dal latino pondus, ponderis che significa appunto peso. Il primo ad accorgersi di queste regolarità fu, nel 1783, il chimico francese Antoine Laurent de Lavoisier. Egli notò che in tutte le trasformazioni, sia fisiche che chimiche, che avvengono in un sistema chiuso il peso totale delle sostanze rimane inalterato. Questa osservazione lo portò ad enunciare un importante legge che rimane ancor oggi pienamente valida, anche se è più corretto parlare di massa invece che di peso: la legge di conservazione della massa. 1

2 In un sistema chiuso la somma delle masse prima della trasformazione è uguale alla somma delle masse delle sostanze ottenute dopo la trasformazione. Quando bruciamo un pezzo di legno e osserviamo la piccola quantità di cenere che è stata prodotta, ci viene da pensare che la legge di Lavoisier non sia rispettata. In realtà commettiamo un grosso errore: quello di considerare soltanto la massa dei solidi (legno e cenere) e non delle sostanze gassose prodotte. Un analisi più accurata consente di confermare che la massa dell aria consumata e quella del legno sono esattamente uguali alla somma delle masse della cenere e dei gas prodotti. Un apparente eccezione alla legge di Lavoisier si può riscontrare nel corso delle trasformazioni termonucleari. In esse, infatti, la massa dei prodotti è leggermente inferiore a quella dei reagenti. Ma se, attraverso l equazione di Einstein E=mc 2, convertiamo l energia in massa questa corrisponde perfettamente alla massa mancante. 2

3 Un altro chimico inglese, Joseph Proust, nel 1799 enunciò un altra importante legge: la legge delle proporzioni definite. Questa legge sostiene che nel corso delle trasformazioni chimiche le sostanze reagiscono sempre secondo un rapporto definito e costante. Questa legge è particolarmente interessante quando si prendono in esame gli elementi che formano un composto. Gli elementi che formano un composto sono sempre in proporzione di peso definita e costante. Ciò significa che, indipendentemente dal modo in cui il composto è stato ottenuto, non solo gli elementi sono sempre gli stessi, ma è la stessa anche la proporzione in cui essi si combinano. La pirite è composta da ferro e zolfo in rapporto di 2:1 ogni 2 g di ferro ce n è uno di zolfo Qualora uno dei due elementi venga adoperato in eccesso rispetto all altro, la parte che non è stata necessaria per la formazione del composto si ritrova inalterata al termine della reazione. 3

4 Infine un ultima legge delle regolarità chimiche si deve ad un altro chimico inglese, John Dalton, che nel 1803 enunciò la legge delle proporzioni multiple. È un ampliamento della legge di Proust, in quanto prende in considerazione il caso che dalla combinazione di due elementi si ottengano composti diversi. Se due elementi si combinano tra loro a formare più di un composto, le quantità in peso di uno che si combinano con una quantità fissa dell altro stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli. anidride carbonica carbonio ossigeno monossido di carbonio È il caso del carbonio e dell'ossigeno che possono reagire tra loro formando sia l anidride carbonica che il monossido di carbonio. Se 1 g di carbonio reagisce con 1,33 g di ossigeno si formano 2,33 g di monossido di carbonio. Se invece 1 g di carbonio reagisce con 2,66 g di ossigeno, si formano 3,66 g di anidride carbonica. Le quantità di ossigeno che si combinano con la stessa quantità di carbonio sono esattamente l una il doppio dell'altra (rapporto 1:2). Non accade mai di trovare rapporti di combinazione esprimibili con numeri frazionari o con numeri grandi. 4

5 Un altro esempio: consideriamo l azoto e l ossigeno. Questi due gas si combinano tra loro a formare diversi composti secondo le quantità riportate in tabella: composto azoto (g) ossigeno (g) Prendendo due qualsiasi valori delle quantità di ossigeno, queste sono sempre in rapporto esprimibile da numeri interi piccoli 5