Chimica - La storia della chimica

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Categoria:	Chimica
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Prima di partire con la storia della chimica, è opportuno dare alcune definizioni che stanno alla base della chimica:
Elemento: Con elemento si definisce qualsiasi sostanza resistente a qualsiasi ulteriore tentativo di decomposizione
Composto: Il composto è un’unione di due o più elementi che sono contenuti in essi in un rapporto costante. Gli elementi e i composti sono definiti sostanze pure.
Miscuglio: Il miscuglio è l’unione di due o più sostanza pure.
Sistema: Un sistema è una parte di universo che in un determinato istante è oggetto di nostro studio. Un sistema può essere omogeneo, nel senso che in tutti i punti di esso si ha la stessa composizione chimica. Un sistema può essere anche eterogeneo quando è costituito a diverse parti omogenee (definite fasi).
Fasi principali della Chimica
I primi a chiedersi cosa sarebbe successo continuando a dividere al materia furono con gli antichi greci che con Democrito arrivarono addirittura a dare un concetto che può essere paragonato a quello attuale, ma che è stato raggiunto a da ragionamenti e non sperimentalmente come si proverà dopo nei secoli seguenti.
Uno dei primi scienziati a gettare le basi della chimica fu Lavoisier (1743-1794) con la sua legge che dice che la somma delle masse di due elementi reagenti deve essere uguale alla somma delle masse dei prodotti ottenuti (nulla si crea e nulla si distrugge detto banalmente).
A + B C + calore
A Lavoisier infatti non andava bene le conclusioni degli scienziati del suo tempo che vedevano che in alcune reazioni si formava acqua o si distruggeva una parte degli elementi. Egli sosteneva che in un composto chimico non viene distrutto nessun elemento, ma al massimo esso si trasforma in calore o energia. Questa teoria di Lavoisier venne confermata da Eistein (1905) con la sua famosa formula dell’energia:
E = mc2
Altro supporto importante alla chimica moderna è stato quello di Proust (1754- 1826) che diceva che un composto contiene i propri elementi in un rapporto in peso definito e costante a prescindere da quale parte del pianeta ci si trovi (“…Non è stata osservata differenza tra gli ossidi di ferro del sud e quelli del nord…”).
Altra importantissima legge è quella dei pesi di combinazione di Jeremie Richter:
Dati due elementi A e B che danno entrambi composti con un terzo elemento C, le quantità di A e B che reagiscono con la stessa quantità di C sono tra loro chimicamente equivalenti, cioè sono le quantità che entreranno esattamente in reazione fra loro qualora fra A e B la reazione fosse possibile.
Es.
Cl2O = 71g di Cl, 16 g di O = 35,5 g di Cl, 8 g di O
CaO = 40 g di Ca, 16 g di O = 20 g di Ca, 8 g di O
Siccome il cloro Cl e il calcio Ca reagiscono con le stesse quantità di ossigeno, per la legge di Richter le posso far reagire tra loro:
CaCl2 = 40 g di Ca, 71 g di Cl = 20 g di Ca, 35,5 g di Cl
Nel 1803 Dalton enunciò la sua Legge delle proporzioni multiple: Quando due elementi si combinano tra loro per dare luogo a diversi composti, mantenendo costante la quantità di un elemento la quantità dell’altro elemento varia secondo multipli interi.
Es.
N2O = 28 : 16 = 14:8
NO = 14 : 16
N2O3 = 28 : 48 = 14 : 24
NO2 = 14 : 32
N2O5 = 28 : 80 = 14 : 40
Sempre John Dalton nel 1808 fece delle ipotesi riuscendo a razionalizzare la legge di Lavoisier, quella di Proust, quella di Richter e la legge delle proporzioni multiple da lui stesso scoperta ed enunciata qualche anno prima:
• Tutta la materia è costituita da particelle piccolissime ed indivisibili chiamati atomi (dal greco a-tomo: che non si può tagliare).
• Esistono tanti tipi di atomi quanto sono gli elementi che si conoscono.
Da questo punto di vista allora l’elemento può essere definito come una sostanza costituita da atomi tutti uguali, mentre un composto come una sostanza costituita da molecole tutte uguali (dove per molecola si intende l’unione di due o più atomi diversi).
• Quando avviene una reazione chimica, gli atomi di un composto possono dissociarsi ed unirsi ad altri atomi per formare nuovi composti: la loro combinazione numerica però può avvenire secondo rapporti numerici interi e costanti.
Nel 1808 Gay-Lussac pubblicò dei risultati ottenuti sperimentalmente senza commentarli percè non se li sapeva spiegare. Egli faceva reagire i gas prendendoli con lo stesso volume e alla stessa temperatura e pressione, ottenendo la Legge delle combinazioni gassose o dei volumi:
In una reazione chimica tra gas, i volumi delle sostanze che si combinano tra loro e quelli dei prodotti della reazione (qualora siano allo stato gassoso) come anche i volumi dei reagenti e dei prodotti, stanno tra loro secondo rapporti esprimibili con numeri razionali ed interi.
Nel 1811 Avogadro gli crede e va oltre. Secondo lui infatti volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, mantengono lo stesso numero di molecole, ossia quantità di gas contenenti lo stesso numero di molecole, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione, occupano volumi uguali. Avogadro scoprì anche che esistono non solo molecole di composti, ma anche molecole formate da soli elementi, intendendo per molecola la particella ultima di un composto o di un elemento capace di esistenza libera, costituita da due o più atomi, che conserva le proprietà della sostanza di partenza. Ad Avogadro è dedicato anche il numero di Avogadro N = 6.023∙1023 .
Altro importante personaggio nello sviluppo della chimica moderna è Stanislao Cannizzaro che intuì che le scoperte di Gay-Lussac e Avogadro sono corrette e basandosi su di esse: 1) ricava una tabella di pesi atomici, basandosi su quello dell’H, verificatisi poi corretti anche sperimentalmente; 2) Cannizzaro inoltre sfrutta il principio di Avogadro per mettere a punto un metodo per calcolare il peso atomico di elementi che formano composti gassosi o facilmente gassificabili.
Avogadro, come visto, affermava che volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole.
Dicendo che un gas si trova in condizioni normali quando si trova a 1 atm di pressione e a una temperatura di 0° C, fu scoperto che 1 mole di gas a condizioni normali occupa il volume di 22.414 L. Cannizzaro, sfruttando queste definizioni e scoperte, trovò metodo per calcolare i pesi atomici delle sostanze gassose o facilmente gassificabili. Cannizzaro affermava che per trovare il peso atomico di una sostanza basta fare il prodotto tra la densità del gas e il suo volume a condizioni normali (22.414. L)
d = m = P.M. P.M. = d ∙ 22.414
V 22.414
Questo metodo venne utilizzato solamente per calcolare i pesi atomici di sostanza gassose.
Per calcolare i pesi atomici di sostanze non gassose utilizzò il metodo di due scienziati: Doulong e Petit.
Noi sappiamo che per calore specifico si intende la quantità di calore necessaria per innalzare di 1°C la temperatura di una massa ben definita di sostanza. Con calore atomico invece si intende la quantità di calore necessaria per far aumentare di 1°C la temperatura di 1 grammoatomo di sostanza. Partendo da qui, i due scienziati trovarono che
Cs ∙ PA = 6.4 (costante)
Da cui:
PA = 6.4
Cs