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.

Alcuni aspetti della 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

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

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)

I pesi molecolari e atomici sono pesi relativi e quindi adimensionali, in passato riferiti al peso dell’H posto uguale ad 1 L'atomo di idrogeno ha soltanto un elettrone e le sue dimensioni sono circa la metà di quelle dell'atomo di carbonio che comprende ben 12 elettroni.  In generale il peso degli atomi è multiplo di quello dell'atomo di idrogeno. Per convenzione però l’unità di peso atomico è posta uguale a 1/12 del peso del C 12 (uma)