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Appunti di chimica
18/01/2008
Introduzione (la mole)
Legge di Lavoisier
Lo scienziato Francese Lavoisier può essere considerato il primo chimico ad occuparsi della “Analisi
chimica quantitativa”, la legge che enunciò è di fondamentale importanza ed ebbe ripercussioni su tutte
le scoperte successive. Ciò che Lavoisier notò fu che nelle reazioni chimiche “nulla andava perduto”.
Prendendo ad esempio una candela che brucia, tale l'esperienza può dar l'impressione all'osservatore
che la materia di cui è costituita si dissolva, ovvero scompaia durante la reazione di combustione, in
realtà ciò non è assolutamente corrispondente al vero.
Ma allora cosa è successo? Ponendo la candela in un sistema chiuso è possibile notare che in realtà la
cera di cui è costituita la candela si è trasformata da una struttura organica complessa, in gas molto più
semplici (fondamentalmente vapor-acqueo (H2O) e anidride carbonica (CO2)) attraverso la reazione di
combustione per mezzo del comburente ossigeno. Andando a misurare il peso della candela
sommandolo al peso dell'ossigeno consumato nella reazione ci renderemmo conto che esso corrisponde
esattamente al peso dei gas prodotti dalla combustione.
Quindi possiamo tranquillamente affermare che in una reazione chimica non vi è mai ne creazione exnovo di materia ne distruzione della stessa.
La massa delle sostanze di partenza è uguale alla massa dei prodotti (nelle reazioni che sviluppano un
gas o lo consumano, è necessario considerare anche la massa dei gas reagenti o prodotti.)
Quindi attraverso lo studio delle reazioni chimiche Lavoisier enunciò la seguente legge:
La materia non può essere ne creata ne distrutta ma può solo subire trasformazioni.
Ovvero in una reazione chimica “Nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma”
Legge di Proust (o delle proporzioni definite)
Sempre attraverso lo studio delle reazioni chimiche il chimico Francese Proust, noto che in una
reazione chimica, per la sintesi di un composto puro gli elementi si combinano tra loro sempre secondo
proporzioni definite. Quindi rapportando tra loro i pesi di due reagenti che si combinano per dare un
composto puro, Proust noto che tale rapporto era sempre lo stesso indipendentemente dalla quantità dei
reagenti, quando la reazione inversa è possibile ciò vale anche per essa.
A + B ---------> AB
Peso-A/Peso-B=k
Legge di Proust:
Nel formare un composto puro gli elementi si combinano tra loro sempre in un costante e ben
determinato rapporto di massa.
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Ad esempio 100gr di ossigeno reagiscono con 12,5 grammi di idrogeno a dare 112,5 g di acqua.
12,5g/100g=0,125
Legge di Dalton (o delle proporzioni multiple)
Il chimico Inglese Dalton non si riferì a 100 g di sostanza come fece Proust, ma rapportò il peso dei
reagenti ponendo uno dei due uguale ad uno, quindi ponendo uguale ad uno i 12,5 grammi di idrogeno
risulto che il rapporto di reazione era uguale a.
100g/12,5g= 8
Come è possibile vedere il rapporto delle masse con questo metodo è uguale ad un numero intero, il
fatto che si ottenga un numero “piccolo” ed intero è del tutto generale e non dipende dalla reazione
presa ad esempio.
Consideriamo anche la formazione di acqua ossigenata in cui 100g di ossigeno reagiscono con 6,25g di
idrogeno.
100g/6,25g = 16
Dalton quindi enunciò:
Quando due elementi si combinano tra loro in differenti proporzioni per formare composti diversi, le
quantità di uno che si combinano con le quantità fissa dell'altro stanno tra loro in rapporti espressi da
numeri interi e piccoli.
Questi risultati sperimentali concessero a Dalton di elaborare la sua teoria atomica i cui enunciati
restano tuttora validi, fatta eccezione sulla indivisibilità dell'atomo (vedi link sottostante).
http://claudiocorti.com/l'atomo.pdf
Elemento : Sostanza non ulteriormente divisibile da un punto di vista chimico.
Composto : Sostanza composta da almeno due o più elementi e che può essere divisa da un punto di
vista chimico negli elementi che la compongono.
Gay-Lussac (Legge dei volumi di combinazione)
I volumi con cui si combinano due gas misurati a T e P uguali, per formare un composto sempre
gassoso, sono in rapporto tra di loro con numeri piccoli e costanti. Riprendendo l'esempio della
formazione dell'acqua e del perossido di idrogeno.
1l di ossigeno reagisce con 2l di idrogeno a dare 2l di vapor-acqueo.
1l di ossigeno reagisce con 1l di idrogeno a dare 1l di perossido di idrogeno.
1:2:2
1:1:1
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Gay-Lussac enunciò:
I volumi con i quali i gas si combinano tra loro, misurati in condizioni di pressione e temperatura
uguali, stanno tra loro e tra i volumi dei composti in rapporti esprimibili con numeri piccoli ed interi.
Il risultato ottenuto da Gay-Lussac non fu accettato da Dalton perché in evidente contraddizione con la
teoria atomica, infatti ci si aspetterebbe:
Che n-atomi di ossigeno reagiscano con 2-n atomi di idrogeno per dare n-atomi di acqua quindi 1:2:1
e non 1:2:2 come trovato da Gay-Lussac. (n è una variabile, un numero intero, quindi se n=1 2n=2 e
cosi via.) Ma come era possibile questo considerando che n atomi di gas occupano lo stesso volume a
parità di temperatura e pressione, ciò fu spiegato dall'avvocato Torinese con la passione della fisica e
della chimica lo scienziato Avogadro.
Avogadro, La teoria biatomica.
Gli esperimenti di Gay-Lussac erano esatti, spetta ad Avogadro la corretta interpretazione degli stessi,
attraverso la sua teoria biatomica. Egli si rese conto che gas come idrogeno, ossigeno, azoto, cloro e
fluoro allo stato elementare non erano costituiti da singoli atomi ma da molecole biatomiche dello
stesso elemento.
Avogadro enunciò:
Volumi uguali di gas diversi contengono nelle stesse condizioni di temperatura e pressione lo stesso
numero di molecole.
Secondo Dalton ci si aspetterebbe che un atomo di ossigeno reagisca con due atomi di idrogeno a dare
una molecola di acqua nella realtà però si formano due molecole di acqua.
Quindi rileggendo il risultato secondo Avogadro possiamo dire una molecola elementare di ossigeno
reagisce con due molecole elementari di idrogeno per dare due molecole di acqua.
Tale risultato si spiega meglio con la formazione di acido cloridrico a partire da idrogeno e cloro,
anche qui ci si aspetterebbe che un atomo di cloro reagisca con un atomo di idrogeno a dare una
molecola di acido cloridrico in realtà le molecole di acido cloridrico formate sono due.
Rileggendo anche qui secondo Avogadro si può dire una molecola elementare di idrogeno (2 atomi di
idrogeno) reagisce con una molecola elementare di cloro (2 atomi di cloro) per dare due molecole di
acido cloridrico ognuna delle quali costituite da un atomo di cloro e un atomo di idrogeno.
Ovvero; H2 + Cl2 --> 2HCl.
Un altro italiano S. Cannizzaro, dimostrò la correttezza delle conclusioni di Avogadro che fino ad allora
non erano ancora state accettate interamente dal mondo scientifico;
La Molecola è la quantità più piccola di una sostanza che ne conserva tutte le proprietà chimiche e
fisiche ed è formata da un gruppo di atomi (uguali o diversi) legati tra loro.
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La mole
La mole è una quantità di sostanza, dire; prelevare una mole di una determinata sostanza, indica
prelevare una quantità della stessa che contiene un numero di atomi/molecole pari 6,023*10 23
atomi/molecole, tale numero è costante e prende il nome di numero di Avogadro o costante di
Avogadro. E' chiaro che il peso di una mole di idrogeno e una mole di cloro sono diversi, cosi come
quelli di una mole di alluminio e una mole di mercurio allo stato metallico pur contenendo tutti e
quattro lo stesso identico numero di atomi/molecole (6,023*1023) per ogni mole. Quindi per esprimere
la mole è necessario conoscere il peso degli atomi, per quanto sia precisa una bilancia risulta del tutto
impossibile pesare i singoli atomi.
Per poter ovviare alla impossibilità di poter disporre del peso reale di un atomo, si considerò il peso
dell'atomo più leggero (l'idrogeno) considerandolo uguale ad 1u.m.a. (Unità di Massa Atomica) quindi
un grammo di idrogeno è pari ad una mole di idrogeno che contiene quindi 6,023*10 23atomi, tale
riferimento venne utilizzato per conoscere il peso atomico di tutti gli altri elementi rapportandoli
appunto all'idrogeno, (una mole di gas alla temperatura di 0°C e alla pressione di 1atm occupa
22,4litri).
Intorno al 1960 a seguito dell'utilizzo dello spettrometro di massa, si inizio a riferirsi alla dodicesima
parte del peso di un atomo di carbonio 12, che meglio si prestava a tale utilizzo. Tuttora si fa riferimento
all'isotopo 12 del carbonio.
<<<<<<<<<<<<<Link italiani e Inglese alla spettrometria di massa (approfondimento),
http://www.chem.uniroma1.it/museo/pagine_sito/strumenti/strum_VET_SIN/16_strumenti/spettrom.ht
m
http://it.wikipedia.org/wiki/Spettrometro_di_massa
http://en.wikipedia.org/wiki/Mass_spectrometry
Lo spettrometro di massa può misurare con estrema precisione la massa di elementi o molecole allo
stato ionico (gli ioni sono elementi o molecole che hanno perso o acquistato elettroni rispetto al loro
stato fondamentale in cui le somme degli elettroni e dei protoni in un singolo atomo/molecola si
equivalgono, nello stato fondamentale gli atomi sono neutri mentre gli ioni hanno carica elettrica.) In
un certo senso con la tecnica analitica della spettrometria di massa possiamo finalmente “pesare” i
singoli atomi.>>>>>>>>>
La scelta del carbonio non è casuale infatti il peso di una mole di carbonio 12 è uguale a 12g che
numericamente è lo stesso del pA di un atomo di carbonio12 che è di 12u.m.a.
Infatti dividendo il peso di una mole di carbonio 12 per il peso di un atomo di carbonio 12 si ottiene il
numero di Avogadro.
12g
12*10-2Kg
--------------------- = ------------------------- = 6,02*1023 NA
1,994*10-26Kg
1,994*10-26Kg
NA E' il numero di atomi o molecole presenti in una mole di qualsivoglia sostanza.
La massa molare (Mm) è la quantità di una sostanza espressa in grammi, che contiene un numero di
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particelle elementari pari al NA.
Quando dal peso di una sostanza voglio risalire al suo numero di moli devo dividere il peso misurato
per la Mm. Esempio quante moli sono contenute in 22g di carbonio?
22(g)
n (mol)C = --------------------- = 1,83 mol (di carbonio)
12 (g/mol)
m(g)
n° (mol) = --------------------Mm (g/mol)
;
m(g) = n° (mol) * Mm (g/mol)
Quindi conoscendo Mm posso risalire al numero di moli n° (mol) conoscendo il peso della sostanza
m(g) e attraverso la formula inversa posso calcolare la massa m(g) dal n° (mol).
Calcolo pA e pM
Per gli elementi si preleva Mm dalla tavola periodica, mentre per i composti si esegue la somma delle
Mm dei singoli elementi costituenti, avendo cura di moltiplicare ogni Mm per il numero a pedice.
Peso atomico pA.
Peso molecolare pM.
Esempio.
pM CO(NH3)2 = pA C + pA O + pA N*2+ pA H*6.
pM CO(NH3)2 = 12 uma + 16 uma + 14 uma*2 + 1 uma*6 = 52 uma
A questi due link due diverse tabelle degli elementi.
http://claudiocorti.com/Periodic Table of Elements.pdf
http://claudiocorti.com/tavola_periodica.pdf
Da entrambe è possibile ricavare (tra le altre numerose informazioni utili) tutti i pA dei vari elementi
con cui calcolare il pM di ogni sostanza conoscendo la sola formula minima o “formula bruta” delle
molecole delle varie sostanze.
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http://it.wikipedia.org/wiki/Formula_bruta
La formula bruta non mi da alcuna informazione riguardo a come gli atomi sono tra di loro
disposti/legati ma mi da solo informazioni sul loro numero in ogni singola molecola informazione
sufficiente per il calcolo del pM.
Un maggior numero di informazioni e dato dalla formula di struttura.
http://it.wikipedia.org/wiki/Formula_di_struttura
Molecole anche molto diverse nella formula di struttura possono avere la stessa formula bruta.
