Amedeo Avogadro - Zanichelli online per la scuola

STORIA DELLA CHIMICA
Dai volumi dei gas alle particelle
John Dalton, dopo avere enunciato la teoria atomica, si
era dedicato a calcolare le masse atomiche degli elementi; ben presto, l’elettrolisi iniziò a fornire nuove
informazioni sulla composizione dei composti e, nel
1808, Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) enunciò la
legge dei volumi di combinazione secondo la quale, in
una reazione, i volumi di un gas stanno tra loro in rapporti espressi da numeri piccoli e interi. Per esempio, i
volumi di idrogeno e ossigeno gassosi che reagiscono
tra loro per formare l’acqua sono sempre in rapporto
di 2:1. Cadeva così la convinzione di Dalton secondo
cui la molecola di acqua era costituita da un atomo di
ossigeno e da un atomo di idrogeno.
Fu proprio studiando la legge di Gay-Lussac che
Avogadro si accorse che quando un volume di idrogeno gassoso reagiva con un volume di cloro gassoso si
formavano due volumi di cloruro di idrogeno HCl, non
uno come ci si poteva aspettare se una particella di
idrogeno reagiva con una di cloro.
Per spiegare questo comportamento, Avogadro ipotizzò l’esistenza delle entità che oggi chiamiamo molecole: idrogeno e cloro gassosi erano costituiti da «atomi
doppi» (secondo il linguaggio moderno molecole biatomiche) e la reazione di formazione del cloruro di
idrogeno si poteva scrivere come H2 ⫹ Cl2 → HCl. Sia
gli «atomi doppi» H2 e Cl2 sia la singola unità HCl sono
esempi di molecole.
Avogadro aveva capito che il volume occupato dai
gas era in relazione con il numero di particelle che
costituivano il gas e aveva intuito che la struttura di
molte sostanze gassose presenti in natura era costituita
da due atomi uguali legati tra loro: i gas ossigeno, idrogeno, azoto e cloro avevano infatti molecole biatomiche O2, H2, N2 e Cl2. Era la prima volta che si tentava
di distinguere nettamente tra loro i concetti di atomo e
di molecola.
Nacque così il principio di Avogadro, secondo cui
volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di
pressione e temperatura contengono lo stesso numero
di particelle.
In realtà anche Avogadro non parlava esplicitamente
di atomi e di molecole: influenzato probabilmente dalla
filosofia di Leibniz, tendeva a considerare le molecole
come punti elementari e distingueva pertanto tra «molecole integranti» (le molecole propriamente dette) e
«molecole elementari» (gli atomi).
Questa mancata consapevolezza della natura delle
molecole si rifletteva anche sulla determinazione delle
masse atomiche. Utilizzando correttamente l’ipotesi di
Avogadro, infatti, era possibile determinare le masse
atomiche e le masse molecolari in modo indiretto:
pesando volumi uguali di gas diversi che contenevano
lo stesso numero di molecole si otteneva il rapporto tra
le masse molecolari corrispondenti; era sufficiente scegliere un gas come riferimento.
Avogadro, però, non seppe trarre le giuste conclusioni dalle sue osservazioni: invece di prendere come
riferimento la «molecola elementare» (l’atomo) di
idrogeno, egli si basò sulla massa della «molecola integrante», con il risultato che i valori delle masse atomiche relative ottenuti erano sbagliati: per la maggior
parte corrispondevano alla metà dei valori reali.
L’utilizzo dell’ipotesi di Avogadro: verso il Congresso
di Karlsruhe
L’importanza pratica dell’ipotesi di Avogadro verrà
compresa da un altro italiano, Stanislao Cannizzaro
(1826-1910), che nel 1858 pubblicò il testo Sunto di un
corso di filosofia chimica, in cui cercava un metodo
univoco per il calcolo delle masse atomiche da utilizzare nel campo sia della chimica organica sia di quella
inorganica.
Nel frattempo, infatti, Pierre-Louis Dulong (17851838) e Alexis-Thérèse Petit (1791-1820) avevano proposto nel 1818 di determinare le masse atomiche degli
elementi utilizzando la legge del calore atomico (che si
basava sul calore specifico degli elementi, in relazione
con la massa atomica), mentre Eilhardt Mitscherlich
nel 1819 aveva enunciato la legge dell’isomorfismo, che
permetteva di determinare le masse dei composti che
cristallizzavano insieme.
Utilizzando tutte le leggi a disposizione, escluso il
principio di Avogadro che secondo lui necessitava di alcune modifiche, nel 1828 anche il chimico Jöns Jakob
Berzelius (1779-1848) aveva pubblicato una tavola delle
masse atomiche, con valori abbastanza vicini a quelli
reali. La novità della tavola di Berzelius era che le masse atomiche non erano numeri interi come nei calcoli
effettuati da Dalton, ma numeri decimali.
Se si usava come riferimento la massa atomica dell’idrogeno posta uguale a 1, la massa atomica dell’ossigeno aveva lo scomodo valore di 15,9: si scelse allora di
usare come riferimento la massa atomica dell’ossigeno
posta uguale a 16 (la massa dell’idrogeno così risultava
pari a 1,008).
Brady, Senese CHIMICA © Zanichelli 2008
Storia della chimica
Amedeo Avogadro (1776-1856) nacque e morì a Torino,
dove insegnò all’Università matematica e fisica. Conte
di Quaregna e Cerreto, fu obbligato a studiare legge dai
genitori: si specializzò in diritto canonico ma presto scelse di dedicarsi alla sua vera passione, la scienza, e in particolare la fisica; insegnò anche a Vercelli.
Tra le sue opere più importanti, il Saggio sul metodo per determinare le masse relative delle molecole elementari dei corpi e le proporzioni secondo le quali esse
entrano in quelle combinazioni e Memorie sulle masse
relative delle molecole dei corpi semplici.
In onore dello scienziato italiano, la costante che
indica il numero di particelle (6,022 ⫻ 1023) contenute
in una mole di sostanza è oggi detta numero di
Avogadro. Il principio sui volumi dei gas noto come
principio di Avogadro invece porta il suo nome perché
fu egli stesso a enunciarlo nel 1811.
AVOGADRO
Amedeo Avogadro
Un contributo molto vario
Sicuramente dobbiamo ad Avogadro molti dei concetti fondamentali su cui oggi si basa la chimica; egli però
non riuscì a vedere il successo delle sue teorie sui volumi dei gas quando, nel corso del Congresso di
Karlsruhe, Cannizzaro convinse gli altri studiosi a uti-
lizzare il principio di Avogadro per determinare le
masse atomiche degli elementi.
Anche altre intuizioni dello scienziato torinese non
furono pienamente comprese e accettate subito dalla
comunità chimica e furono per un po’ dimenticate: per
esempio Avogadro aveva capito che non tutti gli acidi
contenevano atomi di ossigeno e che una sostanza ha
proprietà acide o basiche in base al solvente in cui si
trova, proprio come sarebbe stato poi teorizzato da
Brønsted e Lowry; aveva inoltre ipotizzato che il modello molecolare non fosse adatto a descrivere lo stato
metallico poiché secondo lui gli atomi dei metalli erano
tenuti insieme da una «nube di corpi imponderabili»,
molto simile alla descrizione attuale dello stato metallico, con i nuclei degli atomi immersi in una nube di elettroni.
Lo scienziato si dedicò anche al campo dell’elettricità, approfondendo in particolare la natura elettrica
degli isolanti e il concetto di polarizzazione: i suoi scritti sull’argomento meritarono anche l’attenzione di
Michael Faraday. Avogadro costruì inoltre una tavola
con la serie elettrochimica degli elementi più completa
per l’epoca.
La lettera di Avogadro sulla rappresentazione delle molecole
biatomiche.
Brady, Senese CHIMICA © Zanichelli 2008
Storia della chimica
Nel 1860 al primo Congresso Internazionale della chimica tenutosi a Karlsruhe, in Germania, Stanislao
Cannizzaro rese nota a tutta la comunità chimica l’importanza pratica dell’ipotesi di Avogadro, che permetteva di confermare e precisare i valori delle masse atomiche relative calcolate da Berzelius e la necessità di
distinguere tra atomi e molecole come già aveva provato a fare Avogadro.
Nel 1930, dopo la scoperta degli isotopi, i fisici proposero di usare come unità di riferimento (posta uguale a 16) la massa atomica dell’isotopo dell’ossigeno con
numero di massa pari a 16; i chimici continuarono invece a usare la miscela isotopica dell’ossigeno come riferimento. Nel 1961 si stabilì invece di utilizzare come
riferimento la massa atomica del carbonio 12, posta
uguale a 12 u.
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