Chimica e didattica della chimica

Presentazione sul tema: "Chimica e didattica della chimica"— Transcript della presentazione:

1 Chimica e didattica della chimica
Luca Fiorani Chimica e didattica della chimica Pesare e ordinare gli atomi

2 Il problema delle masse atomiche
Una volta accettata la teoria atomica, si pose il problema delle masse atomiche Vedere e pesare i singoli atomi era impossibile Erano necessari metodi indiretti per calcolare la massa dei singoli atomi Per costruire una tavola con le masse dei vari atomi era necessario prendere un atomo come riferimento, parlando perciò di masse atomiche (e molecolari) relative 2

3 Il problema delle masse atomiche
Agli inizi del XIX secolo, i chimici si trovano di fronte alla difficoltà di ricavare in contemporanea la formula dei composti e le masse atomiche degli elementi che li costituiscono Ad es., la mancata conoscenza dell'esatta formula chimica dell'acqua crea difficoltà Dalton è il primo a pubblicare una tavola delle masse atomiche relative, prendendo l'idrogeno come riferimento, attribuendogli cioè massa 1 Ipotizzando per l'acqua la formula HO, deduce che la massa atomica dell'ossigeno è 8 (non 16) 3

4 Il problema delle masse atomiche
Vediamo come nasce l'errore. Oggi sappiamo che la formula dell'acqua è H2O. Siccome le masse atomiche di H e O sono circa 1 e 16, rispettivamente, ciò significa che, combinando circa 2 g di idrogeno e 16 g di ossigeno, ottengo circa 18 g di acqua (si noti che il rapporto di combinazione è circa 1 a 8). Dalton conosceva solo il rapporto di combinazione e, ipotizzando per l'acqua la formula HO, deduceva che la massa atomica dell'ossigeno è 8 4

5 Il problema delle masse atomiche
Joseph-Louis Gay-Lussac ( ) dimostra che due volumi di idrogeno si combinano con un volume di ossigeno e quindi la formula dell'acqua è H2O Nel 1808 Gay-Lussac estende questi risultati ed enuncia la legge di combinazione dei volumi gassosi: quando due sostanze gassose reagiscono, mantenendo temperatura e pressione costanti, i volumi dei gas reagenti stanno tra loro secondo rapporti esprimibili con numeri piccoli e interi 5

6 Il problema delle masse atomiche
La legge di combinazione dei volumi gassosi è un'ulteriore prova della teoria atomica (se volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di atomi) ma Gay-Lussac non la interpreta correttamente: per non entrare in contrasto con il suo maestro Berthollet, afferma che la sua legge individua solo alcune delle combinazioni possibili (Berthollet sosteneva che sono le circostanze sperimentali a determinare le combinazioni possibili) 6

7 Il problema delle masse atomiche
La legge di combinazione dei volumi gassosi entra in crisi con gli esperimenti di formazione dell'acido cloridrico La formula dell'acido cloridrico è HCl e i chimici si aspettano di ottenere un volume di HCl combinando un volume di H e un volume di Cl: H + Cl → HCl ma, inaspettatamente, ne ottengono due! 7

8 Atomi e molecole: il contributo di Avogadro
Amedeo Avogadro ( ) supera il paradosso supponendo che: a parità di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole (legge di Avogadro) idrogeno e cloro gassosi sono costituiti da molecole diatomiche La formazione dell'acido cloridrico è spiegata dalla formula seguente: H2 + Cl2 → 2HCl 8

9 Atomi e molecole: il contributo di Avogadro
Avogadro distingue nettamente i concetti di atomo e molecola e capisce che molti gas sono costituiti da molecole diatomiche La sua legge, ottenuta indipendentemente anche da André-Marie Ampère ( ) nel 1814, è pubblicata nel 1811 sul Journal de Physique nel "Saggio su un modo per determinare le masse relative delle molecole elementari dei corpi e le proporzioni secondo le quali entrano in queste combinazioni" 9

10 Atomi e molecole: il contributo di Avogadro
Avogadro si accorge che la sua legge può essere utilizzata per ricavare le masse delle molecole degli elementi che si presentano allo stato gassoso Se, a parità di temperatura e pressione, volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole, il rapporto tra le masse dei due gas è uguale al rapporto tra le masse delle due molecole 1 l di O2 ↔ 1.43 g, 1 l di H2 ↔ g, 1.43/0.089=16.07 10

11 Il congresso internazionale del 1860
Nel 1860 a Karlsruhe 140 delegati si incontrano per il primo congresso internazionale di chimica Stanislao Cannizzaro ( ) convince i presenti della validità della legge di Avogadro Per praticità, l'unità di massa atomica è fissata a 1/16 della massa dell'ossigeno (l'ossigeno è molto reattivo e varie masse atomiche possono essere calcolate considerando le molecole in cui compare l'ossigeno) O ha massa 16, H ha massa (perché? Isotopi, differenza n/p, energia di legame) 11

12 Triadi e ottave Nella prima metà del XIX secolo si scoprono molti elementi I chimici si chiedono se c'è un limite al numero di elementi e se esiste una teoria unitaria per spiegare le caratteristiche degli elementi Nel 1829 Johann Wolfgang Döbereiner ( ) si accorge che Br ha proprietà simili e massa intermedia rispetto a Cl e I. In seguito, riscontra lo stesso comportamento per altri gruppi di tre elementi che chiama "triadi" 12

13 Triadi e ottave Nel 1862 Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois ( ) e nel 1864 John Alexander Reina Newlands ( ) ordinano gli elementi per massa atomica crescente e si rendono conto che alcune proprietà si ripetono a intervalli regolari, ma i loro risultati non sono accettati dalla comunità scientifica 13

14 La tavola degli elementi di Mendeleev
È un chimico russo Dimitri Ivanovic Mendeleev ( ), che aveva partecipato come studente al congresso del 1860, a costruire l'antenata della tavola periodica degli elementi e a farla accettare dalla comunità scientifica Mendeleev ordina gli elementi per massa atomica crescente e si rende conto che alcune proprietà si ripetono e variano periodicamente 14

15 La tavola degli elementi di Mendeleev
Mendeleev ordina gli elementi in righe, tralasciando H e sistemando nella prima riga i primi sette elementi da Li a F e capisce che non tutte le righe sono di sette elementi come la prima Dal 1871 Mendeleev organizza la tavola in righe e colonne, in modo che in ogni colonna siano presenti gli atomi con proprietà simili 15

16 La tavola degli elementi di Mendeleev
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17 La tavola degli elementi di Mendeleev
La grandezza di Mendeleev (Nobel per la chimica nel 1906) è quella di intuire il criterio di classificazione e ordinamento degli elementi Mendeleev capisce che è necessario uno sforzo per ordinare gli elementi noti e non: nella sua tavola mancano più di quaranta elementi… e lui lascia le caselle vuote! Per coerenza con la sua ipotesi Mendeleev inverte la posizione di alcuni elementi (anticipando l'ordinamento attuale per numero atomico e non per massa atomica) 17

18 La tavola degli elementi di Mendeleev
Un altro studente che era al congresso del 1860 è meno fortunato di Mendeleev: Julius Lothar Meyer ( ) arriva alle stesse conclusioni ma le pubblica un anno più tardi Le righe della tavola periodica sono dette periodi, le colonne gruppi Gli elementi di uno stesso gruppo hanno caratteristiche simili (numero di elettroni esterni) Alcune proprietà (dette periodiche) variano lungo i gruppi (es.: raggio atomico) e i periodi (es.: elettronegatività) 18

19 La tavola degli elementi di Mendeleev
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20 Fine della lezione… 20