DALL'ATOMO ALLA MOLECOLA: DALTON, GAY-LUSSAC E AVOGADRO
Dalton compila la prima TABELLA DELLE MASSE ATOMICHE o dei PESI ATOMICI
Secondo Dalton, Infatti, esistono tanti atomi quanti sono gli elementi e atomi di elementi diversi hanno massa diversa.
Dalton compila la tabella scegliendo come atomo di riferimento l'atomo di idrogeno e assegna a ciascun elemento un numero che esprime il rapporto tra la massa dell'atomo di quell'elemento e la massa dell'atomo di idrogeno. Tale numero esprime la MASSA ATOMICA RELATIVA dell'elemento. Relativa in quanto dipende dalla massa dell'atomo scelto come riferimento.
Ai suoi tempi le bilance consentivano di rilevare il rapporto di combinazione tra le masse degli elementi di un composto, ma non ancora il rapporto di combinazione con cui gli atomi si legavano tra loro.
Per questo, sapendo che nell'acqua, 1 g di idrogeno si lega a 8 g di ossigeno, Dalton dedusse che l'atomo di ossigeno fosse 8 volte più pesante dell'atomo di idrogeno. Sulla base di questa convinzione formulò una formula chimica errata della molecola dell'acqua: HO. La formula corretta, infatti é H2O
L'errore è dovuto al fatto che secondo Dalton le particelle dei singoli elementi fossero costituite da atomi singoli.
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Dalton era fermamente convinto che gli atomi appartenenti ad uno stesso elemento non potessero legarsi tra loro e ciò perchè riteneva che il legame fra atomi fosse un legame di natura elettrica per cui atomi uguali, portatori di elettricità dello stesso segno non potevano legarsi. Potevano solo respingersi e non attrarsi.
Con il termine "atomo" Dalton indicava la più piccola parte sia di un elemento sia di un composto. Fu, infatti, il chimico Avogadro a distinguere il concetto di atomo da quello di molecola. I due chimici non intendevano il concetto di molecola allo stesso modo
GAY_LUSSAC e la LEGGE DI COMBINAZIONE DEI VOLIMI
Studiando il comportamento dei gas, GL scoprì che il volume di idrogeno che si combinava con il volume di ossigeno per formare l'acqua, era sempre il doppio di quello dell'ossigeno. Il rapporto di combinazione tra i due volumi era pertanto sempre 2:1 e si manteneva costante
Il rapporto tra i volume di altri gas dimostrò la stessa relazione, così formulò LA LEGGE DI COMBINAZIONE DEI VOLUMI: il rapporto tra i volumi di gas che reagiscono tra loro è espresso da numeri interi e piccoli.
Tale relazione, quando gli elementi che reagiscono e che derivano dalla reazione chimica sono tutti gas, è verificata anche con riguardo al rapporto tra il volume dei reagenti e il volume dei prodotti della reazione. Anche questo rapporto è espresso da numeri interi e piccoli.
AVOGADRO COMPRENDE IL LEGAME TRA LA TEORIA DI DALTON E LA LEGGE DI LUSSAC
All'epoca di Avogadro si riteneva ancora che le particelle che componevano i gas fossero costituite tutte da atomi singoli. Ma cominciava ad affermarsi anche l'idea che, NELLE STESSE CONDIZIONI DI PRESSIONE E TEMPERATURA, volumi uguali di gas contenessero lo stesso numero di particelle
Sulla base delle convinzioni daltoniane, facendo reagire 1 volume di idrogeno con 1 volume di cloro, per produrre acido cloridrico si sarebbe dovuto ottenere un solo volume di acido cloridrico perchè ogni singola particella di idrogeno si sarebbe legata a ad 1 solo atomo di cloro.
I fatti dimostrarono invece che si formavano 2 volumi di acido cloridrico, ciò consentì ad Avogadro di ipotizzare che idrogeno e cloro fossero costituiti da atomi doppi e che i singoli atomi si liberassero soltanto per effetto della razione chimica, per combinarsi gli uni con gli altri.
Avogadro elaborò quindi il concetto di MOLECOLA: I GAS, INFATTI ERANO COSTITUITI DA MOLECOLE E NON DA ATOMI.
Analogamente si comportavano l'idrogeno e l'ossigeno per formare la molecola dell'acqua (rapporto tra i volumi pari a 2:1) o l'idrogeno e l'azoto per formare l'ammoniaca (rapporto tra i volumi pari a 3:1:2).
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Sulla base di queste osservazioni, Avogadro formula il principio di Avogadro: che afferma che volumi uguali di gas diversi, nelle medesime condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di molecole e non di atomi.
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La teoria di Avogadro oggi è universalmente accettata; le molecole della maggior parte dei gas sono diatomiche (Cl2, H2, O2, N2; F2). Ma vi sono anche gas che non sono costituiti da molecole diatomiche
Sei elementi, detti gas nobili (He, Ne,Ar, Kr, Rn) si presentano come atomi singoli.
L'azoto è costituito da una molecola triatomica (O3)
Il chimico S. Cannizzaro dimostrò la fondatezza dell'ipotesi di Avogadro e impose a tutta la comunità scientifica la netta distinzione tra atomo e molecola.
Grazie al principio di Avogadro, Cannizzaro riuscì a determinare la massa atomica di ben 21 elementi e propose un metodo di misura delle masse molecolari a partire dalla densità dei gas.
Poiché a parità di pressione e temperatura in 1 L di gas ossigeno e in 1 L di gas idrogeno è presente lo stesso numero di molecole, Cannizzarò riuscì a determinare la massa di 1 L di ciascuno dei due gas. Alla temperatura di 0 °C e 1 atm verificò che il rapporto tra la massa di ossigeno e la massa di idrogeno era pari a 16. Da tale relazione dedusse allora che: le molecole di ossigeno dovevano avere necessariamente massa 16 volte maggiore di quella delle molecole di idrogeno e la massa di 1 atomo di ossigeno doveva essere per forza 16 volte maggiore della massa di 1 atomo di idrogeno. Tutto ciò sulla base del fatto che a parità di volumi e condizioni di temperatura e pressione, il numero di molecole era uguale. pertanto il rapporto di combinazione delle masse contenute nei volumi considerati doveva risultare lo stesso anche con riguardo alla massa delle singole molecole e dei singoli atomi.
Cannizzaro non riuscì ancora a definire la massa effettiva dell'atomo di ossigeno, ma riuscì a verificare il suo rapporto rispetto a quello dell'atomo di idrogeno.
Dedusse anche che, in generale, il rapporto tra le densità di due sostanze gassose (sempre a parità di T e p) è uguale al rapporto tra le masse delle lo singole molecole. La massa di 1 L di gas corrisponde alla sua densità, poiché nella formula m=d/V il volume è pari a 1, ecco perchè il rapporto tra le masse è = al rapporto delle rispettive densità.
Misurando la densità dei gas rispetto all'idrogeno, gl scienziati dell'800 determinarono le masse atomiche e molecolari relative.
IL PRINCIPIO DI AVOGADRO può essere formulato anche matematicamente: A PRESSIONE E TEMPERATURA COSTANTI, IL VOLUME DI UN GAS E' DIRETTAMENTE PROPORZIONALE AL NUMERO DELLE SUE MOLECOLE.**