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
1. Elementi costituiti da minuscoli
atomi
2. Gli atomi sono caratterizzati dalla
loro massa; atomi di uno stesso
elemento hanno stessa massa e
stesse proprietà
3. In una reazione chimica nessun
atomo si trasforma in un altro
4. 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 GayLussac 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)
