LA COSTANZA DELLA MASSA NELLE REAZIONI CHIMICHE -LA LEGGE DI LAVOISIER Nel XVIII secolo un chimico francese di nome Antoine Laurent Lavoisier (Parigi 1743-1794), introdusse nel suo lavoro di scienziato uno strumento molto innovativo per l'epoca: la bilancia. Fino a quel momento infatti si tendeva ad osservare ciò che accadeva da un punto di vista qualitativo e si trascuravano le quantità in gioco nelle varie reazioni chimiche. Questo modo di procedere aveva portato a diverse considerazioni errate.

Il fatto che un pezzo di carbone bruci e alla fine lasci solo un po' di cenere poteva far pensare ad una scomparsa di materia o al contrario un pezzo di ferro che arrugginisce e aumenta la sua massa ad una creazione di materia. Tutto ciò veniva interpretato all'epoca con la teoria del "flogisto", un principio di cui avrebbero dovuto essere ricche le sostanze infiammabili che bruciando lo avrebbero ceduto all'aria. Se questa teoria poteva spiegare la diminuzione di massa di un pezzo di legno che brucia, non riusciva peraltro a chiarire l'aumento di massa del ferro che si arrugginisce. Il fatto era che oltre a trascurare le misure gli scienziati dell'epoca tendevano a trascurare anche i gas in gioco nelle reazioni chimiche concentrando la loro attenzione sui liquidi e i solidi.

Lavoisier iniziò a lavorare invece in sistemi chiusi, cioè in sistemi nei quali non vi è scambio di materia tra il sistema e l'ambiente, e riuscì quindi a tener conto della massa dei gas che si formavano o si consumavano in diverse reazioni chimiche. Potè quindi osservare che se si teneva conto della massa di tutte le sostanze, compresi i gas, che partecipavano alle reazioni chimiche, non si verificava alcuna variazione della massa tra l'inizio e la fine della reazione.

Come mostrato nella figura a fianco, se consideriamo la combustione di un pezzo di legno, troviamo che la stessa massa iniziale si ritrova unendo alla massa della cenere la massa dei gas liberati durante la reazione stessa.

Tutto ciò portò Lavoisier ad enunciare quella che è considerata la prima legge della chimica, la legge di conservazione della massa che porta giustamente il suo nome. In una reazione chimica, la somma delle masse delle sostanze di partenza è pari alla somma delle masse delle sostanze che si ottengono dalla reazione

Solo più tardi, dopo che fu enunciata la teoria atomica di Dalton (1803), si capì che la conservazione della massa in una reazione chimica si poteva interpretare come conservazione degli atomi e che quindi per ogni elemento coinvolto nella reazione il numero di atomi presente nelle sostanze di partenza è uguale al numero di atomi presente nelle sostanze ottenute.

Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche fisiche di quell'elemento.

Legge delle proporzioni definite o di Proust Una delle questioni più dibattute alla fine del XVIII secolo era: se abbiamo un composto, formato da atomi diversi, la composizione ponderale e quindi il rapporto di combinazione tra gli atomi di questi elementi diversi è sempre la stessa oppure no?

Proust (1754-1826) dimostrò con una serie di esperimenti controllati e riproducibili che un composto è caratterizzato dall’avere rapporti ponderali definiti e costanti tra gli elementi componenti

Se per esempio consideriamo 100 g di CuO troveremo che essi contengono 79,8 g di rame e 20,2 g di ossigeno. Questo rapporto tra le masse di rame e ossigeno è sempre lo stesso qualunque sia il metodo di preparazione e la provenienza del composto

Le leggi di Lavoisier e Proust permisero a Dalton (1766-1844) di proporre un modello sulla natura della materia basato sui seguenti postulati

Teoria atomica di Dalton Elementi costituiti da minuscoli atomi Gli atomi sono caratterizzati dalla loro massa; atomi di uno stesso elemento hanno stessa massa e stesse proprietà In una reazione chimica nessun atomo si trasforma in un altro I composti si formano dalla combinazione di 2 o più elementi

Dalton sostiene che: 1) la materia è costituita da piccolissime particelle indivisibili chiamate atomi 2) gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro 3) gli atomi di un elemento sono diversi da quelli di un altro elemento 4) le reazioni chimiche sono il risultato dell'unione di atomi diversi 5) atomi diversi si possono aggregare per formare i composti 6) gli atomi di diversi elementi non possono essere nè creati nè distrutti, ma cambia solo il modo con cui si combinano tra di loro

Secondo la teoria di Dalton, prendere una data massa di Cu e di S corrisponde a considerare un numero definito di atomi delle due specie. Quando questi due elementi reagiscono, il numero di atomi non cambia e quindi la massa del prodotto CuS risulterà uguale alla somma delle masse degli atomi dei reagenti. Nei composti il rapporto tra gli elementi costituenti è fisso poiché la massa degli atomi è costante ed essi, essendo indivisibili, entrano per intero nelle varie combinazioni

La legge delle proporzioni multiple è una legge chimica ricavata sperimentalmente da John Dalton, secondo la quale quando due elementi si combinano per formare diversi composti, le masse di un elemento che si combinano con una data massa dell'altro stanno tra loro in un rapporto che si può esprimere con numeri interi piccoli Quindi ogni elemento non può entrare a fare parte un composto se non secondo multipli interi di una quantità piccola costante e indivisibile: l'ATOMO

I pesi atomici non possono essere dedotti dalle leggi delle combinazioni chimiche perché queste forniscono solo rapporti ponderali. Per esempio, secondo Dalton la formula dell’acqua era HO. In base a questa formula si arrivava alla conclusione errata che il peso atomico dell’ ossigeno era 8 se riferito a quello dell’idrogeno posto uguale a 1 poiché nell’ acqua sono contenuti 8 g di O per ogni g di H

Il problema di ricavare le formule vere e quindi i pesi atomici dei vari elementi venne risolto grazie agli studi sui rapporti ponderali tra i volumi delle sostanza gassose. Gay-Lussac (1778-1850), misurando in condizioni di T e P costanti i volumi di gas che reagivano tra loro, trovò che le relazioni tra i volumi delle varie sostanze erano analoghe ai rapporti di combinazione tra le sostanze stesse: 1 volume di H + 1 volume di cloro = 2 volumi di cloruro di idrogeno 2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno = 2 volumi di acqua 3 volumi di idrogeno + 1 volume di azoto = 2 volumi di ammoniaca

Nelle reazioni tra sostanze gassose i volumi dei reagenti e dei prodotti, misurati nelle stesse condizioni di T e P, stanno tra di loro in rapporti di numeri interi e piccoli. L’interpretazione corretta dei risultati di Gay-Lussac si ebbe grazie alla tesi avanzata da Avogadro (1778-1856): Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse consizioni di P e T, contengono lo stesso numero di particelle

Nella prima metà del XIX secolo lo sforzo degli studiosi fu indirizzato verso la determinazione dei pesi atomici degli elementi e delle formule dei vari composti. Per quanti riguarda il peso atomico, non si trattava di determinare il peso di un singolo atomo, date le sue dimensioni. Si trattava di trovare un metodo per confrontare la massa di un elevatissimo numero di particelle di un dato elemento con lo stesso numero di particelle di un altro elemento: in questo modo si otteneva una scala di pesi atomici relativi rapportati tutti ad uno stesso elemento di riferimento

La massa di un atomo oscilla tra 10-22 e 10-24 Bisogna quindi rapportare le masse assolute ad un valore di riferimento, introducendo il concetto di peso atomico relativo. I valori dei pesi atomici relativi dipendono dal valore arbitrario attribuito all’elemento preso come riferimento. Poiché quasi tutti gli elementi danno composti binari con l’ossigeno, questo si prese come riferimento. Nel 1961 si è convenuto di prendere come unico riferimento 1/12 della massa del C 12 e a tale massa si attribuisce il nome di unità di massa atomica o uma. Il peso atomico relativo, PA, rappresenta un numero che indica quante volte il peso dell’atomo di un elemento è maggiore rispetto a 1/12 del peso del C 12

Studiando masse di molecole allo stato gassoso e i rapporti tra diverse masse molecolari è stato definito il peso atomico (PA): PA di un elemento è dato dalla più piccola quantità in peso con cui l’elemento si ritrova nei pesi molecolari dei suoi vari composti. Peso molecolare (PM)= somma pesi atomici dei diversi atomi della molecola

Avogadro trova che volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di P e T contengono lo stesso numero di molecole  Numero di avogadro N=6,022 .1023

Mole =quantità di sostanza contenente un numero di Avogadro di particelle (6,022. 1023) Massa molare= massa in g di una mole (PM per le molecola) Volume molare= volume occupato da una mole di gas (uguale per tutti nelle stesse condizioni di P e T)