Rapporti ponderali di combinazione - appunti

Materie:	Appunti
Categoria:	Chimica
Voto:	1 (2)
Download:	817
Data:	08.04.2000
Numero di pagine:	8
Formato di file:	.doc (Microsoft Word)

LE LEGGI DEI RAPPORTI PONDERALI DI COMBINAZIONE
1. LAVOISIER E LA LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA
R. Boyle (1600) fu il primo a seguire un nuovo metodo di indagine in chimica: secondo lui lo scopo della chimica era quello di stabilire la struttura dei corpi attraverso la loro analisi (decomposizione).
Si distinguono due tipi di analisi chimica:
• qualitativa = serve a determinare quali elementi sono presenti in un certo composto
• quantitativa = serve a stabilire in quale rapporto ponderale i vari elementi sono combinati tra loro nello stesso composto
A. L. Lavoisier (1700) fu il primo a misurare la massa delle sostanze prima e dopo una certa reazione chimica attraverso l’impiego costante della bilancia.
.
Osservò che riscaldando del mercurio in presenza di aria.
• Si formava una polvere rossa (ossido di mercurio)
• la polvere pesava di più del metallo di partenza

conducendo l’esperienza con un eccesso di mercurio si accorse che:
• soltanto 1/5 del volume dell’aria veniva assorbita dal mercurio
• l’aumento in peso del mercurio era uguale al peso dell’aria assorbita

Lavoisier aveva dimostrato che l’aria non era un elemento, ma che era costituita
• per 1/5 in volume da un gas che si combinava con i metalli
• per 4/5 da un gas che invece non reagiva

Lavoisier poté enunciare la legge della conservazione della massa:
in una reazione chimica la massa totale delle sostanze che entrano in reazione è uguale a quella delle sostanze ottenute alla fine della reazione
2. IL RUOLO DELL’OSSIGENO NELLA COMBUSTIONE E NELLA RESPIRAZIONE
J. Priestley (1700) riscaldando fortemente il mercurio aveva ottenuto:
• mercurio
• un gas che alimentava la combustione meglio dell’aria
Lavoisier:
• notò che questo gas costituiva la parte dell’aria che permetteva la combustione e la respirazione, perché l’aria che rimaneva non permetteva nessuno dei due fenomeni enunciati sopra.
• chiamò:
• questo nuovo gas (1/5 del volume dell’aria) dapprima come aria eminentemente respirabile e poi come ossigeno (per la sua capacità di dare sostanze acide reagendo con i non metalli)
• l’altro componente dell’aria (4/5 del suo volume) come azoto, perché non era in grado di mantenere né la combustione né la respirazione (privo di vita)
,
Lavoisier dimostrò che in una reazione chimica si conserva:
• la massa totale delle sostanze reagenti
• la massa di ciascun elemento presente nelle stesse sostanze

in una reazione chimica gli atomi dei singoli elementi:
• si conservano
• non si possono trasformare gli uni negli altri

Lavoisier aveva:
• dimostrato che l’idea degli alchimisti (gli elementi potevano essere trasformati tra di loro) era sbagliata
• fornito una prova indiretta dell’esistenza degli atomi e della conservazione della loro massa in una reazione chimica
3. LA LEGGE DI CONSERVAZIONE DELL’ENERGIA
L’energia è l’attitudine di un sistema a compiere un lavoro

F s (forza per spostamento)
Un corpo di massa m in movimento possiede energia cinetica (Ec)

½ m v²
L’energia potenziale (Ep) è quella che un corpo di massa m possiede in relazione alla sua posizione

mgh
l’energia cinetica e l’energia potenziale:
• rappresentano due modi differenti in cui l’energia si può manifestare
• sono convertibili l’una con l’altra
• sommandole danno l’energia meccanica posseduta da un corpo
L’energia contenuta in una zolletta di zucchero o nel legno è una forma di Ep di natura chimica dovuta alle forze chimiche che tengono unite le particelle.

Se durante le reazioni chimiche si osserva uno sviluppo di calore, significa che i composti aventi un contenuto di Ep molto alto si trasformano in prodotti a contenuto di energia inferiore.
Se si vogliono far ritornare i prodotti dei composti bisogna fornire calore:
l’energia viene ceduta
composti a elevato composti a più basso
contenuto di energia contenuto di energia (+ energia)
l’energia viene assorbita
(pag. 99 per gli esempi)
Una reazione nel corso della quale c’è sviluppo di energia si dice esoergonica (se si sviluppa calore si dice esotermica). Un esempio è l’ossidazione dello zucchero.
Una reazione che si svolge con assorbimento di energia è detta endoergonica (se l’energia è assorbita sotto forma di calore la reazione è detta endotermica). Un esempio è il processo di fotosintesi clorofilliana
nel corso delle reazioni chimiche l’energia non viene mai perduta: essa subisce delle trasformazioni. E’ questa la legge di conservazione dell’energia:
in una trasformazione chimica l’energia non si crea, né si distrugge, ma si conserva
4. LA MATERIA SI PUO’ TRASFORMARE IN ENERGIA
Il principio della conservazione della massa è valido nelle comuni reazioni chimiche, ma non nelle reazioni nucleari.
A. Einstein (1900) enunciò la teoria della relatività, avanzando l’ipotesi che massa ed energia fossero legate tra loro da una reazione matematica di proporzionalità (equazione di Einstein)

E = m c²
E = energia
m = massa
c = costante uguale alla velocità della luce nel vuoto
una determinata quantità di materia può sempre trasformarsi in una determinata quantità di energia.
Una piccola variazione di massa è accompagnata da un’enorme variazione di energia (bomba atomica del 1945)
t
Materia ed energia vanno considerate come due aspetti inscindibili di una stessa entità

bisogna parlare di un’unica legge di conservazione della materia e dell’energia
u
nell’universo la somma totale di materia ed energia è costante
5. LE LEGGI DEI RAPPORTI PONDERALI DI COMBINAZIONE
LA LEGGE DI PROUST O DELLE PROPORZIONI DEFINITE
• Proust (1754/1826) analizzò molti campioni di pirite.
• Trovò che ogni campione del minerale conteneva sempre gli stessi due elementi, il ferro (Fe) e lo zolfo (S).
• Decise di preparare lo stesso minerale in laboratorio operando in modi diversi, partendo sempre da ferro e zolfo.
• Qualunque fosse il metodo seguito, Proust ottenne campioni del composto contenenti sempre lo stesso rapporto fra le masse del ferro e quelle dello zolfo
• Proust si rese conto di avere scoperto una legge generale della chimica, che chiamò legge delle proporzioni definite e costanti e che si può enunciare nel seguente modo:
in un composto chimico le masse degli elementi sono sempre presenti in un rapporto definito e costante
LA LEGGE DI DALTON O DELLE PROPORZIONI MULTIPLE
• Dalton (1766/1844) trovò che alcuni elementi potevano combinarsi insieme secondo più rapporti di combinazione. (es. trovò che 3 parti di carbonio potevano combinarsi sia con 8 che con 4 parti di ossigeno per formare 2 composti differenti. Il primo è il diossido di carbonio, il secondo il monossido di carbonio)
• Dalton nel 1803 arrivò ad enunciare la legge delle proporzioni multiple:
se due elementi formano più di un composto le masse di un elemento, che si combinano con una massa costante del secondo, stanno fra loro in un rapporto espresso da numeri piccoli e interi.
• Le leggi riguardanti i rapporti di combinazione degli elementi chimici sono state enunciate tutte sotto forma di “leggi dei rapporti ponderali di combinazione”
6. LA TEORIA ATOMICA DI DALTON
Dalton nel 1804 elaborò la teoria atomica di Dalton, che può essere così riassunta:
• la materia è costituita da particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi
• l’atomo è la più piccola parte di un elemento
• gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali e hanno la stessa massa, ma atomi di elementi differenti sono differenti e hanno masse diverse
• le reazioni chimiche avvengono fra atomi interi e non frazioni di atomi
• in una reazione chimica gli atomi degli elementi conservano la loro identità e non vengono distrutti

INTERPRETAZIONE DELLA LEGGE DI LAVOISIER
L’ultimo punto della teoria atomica di Dalton consente di interpretare la legge di conservazione della massa di Lavoisier

durante una reazione chimica gli atomi non possono essere distrutti
d
gli atomi che troviamo alla fine di una reazione devono essere gli stessi che erano presenti prima della reazione
g
in una reazione chimica la massa dei reagenti si conserva
INTERPRETAZIONE DELLA LEGGE DI PROUST
I punti 3 e 4 della teoria di Dalton sono in pieno accordo con quanto enunciato nella legge di Proust.
• Consideriamo, per esempio, la reazione tra carbonio e ossigeno per formare monossido di carbonio; supponiamo che la molecola di monossido di carbonio sia costituita dall’unione di un atomo di carbonio e un atomo di ossigeno
• Per ottenere un certo numero n di particelle di monossido di carbonio dovremo impiegare lo stesso numero n di atomi di carbonio e di ossigeno
• Il punto 3 della teoria ci dice che l’atomo di carbonio ha una sua massa caratteristica, diversa da quella dell’atomo di ossigeno; ne consegue che le quantità di carbonio e di ossigeno che reagiscono dovranno essere proporzionali alle masse dei singoli atomi, secondo la seguente relazione:
massa del carbonio massa di un atomo
che reagisce di carbonio
massa dell’ossigeno massa di un atomo
che reagisce di ossigeno
• Tutte le volte che si forma monossido di carbonio da carbonio e ossigeno la reazione avverrà secondo lo schema indicato.
In questo modo viene spiegata la legge delle proporzioni definite
INTERPRETAZIONE DELLA LEGGE DELLE PROPORZIONI MULTIPLE
Il punto 4 della teoria di Dalton consente di interpretare la legge delle proporzioni multiple.
• 1g di carbonio si combina con 1.33g di ossigeno
• reagendo l’ossigeno e il carbonio formano il composto diossido di carbonio, in cui 1g di carbonio si combina con 2.66g di ossigeno, cioè con una quantità doppia di ossigeno.
• Possiamo interpretare questo fatto, pensando che la reazione avvenga secondo lo schema seguente
1 atomo di 2 atomi di 1 molecola di
carbonio ossigeno diossido di carbonio
• In questo modo viene spiegata la legge delle proporzioni multiple. Secondo questa teoria le reazioni avvengono fra atomi e non tra frazioni di essi; è chiaro che le quantità variabili di ossigeno, che si combinano con una certa quantità fissa di carbonio (1g) per dar luogo a due composti, dovranno essere multiple della quantità di ossigeno contenuta nel composto la cui particella più piccola contiene un solo atomo di ossigeno, cioè il monossido di carbonio. Tutto questo è meglio spiegato qui:
C + O CO
1 atomo di 1 atomo di 1 molecola di
carbonio ossigeno monossido di carbonio

C + 2O CO2
1 atomo di 2 atomi di 1 molecola di
carbonio ossigeno diossido di carbonio
7. LA DETERMINAZIONE DELLE MASSE ATOMICHE DEGLI ELEMENTO SECONDO DALTON
Il punto 2 della teoria atomica di Dalton indica chiaramente la differenza netta esistente fra le idee che Boyle e Dalton avevano sull’atomo.
• Boyle = tutti gli atomi sono uguali
• Dalton = esistono tanti atomi differenti quanti sono gli elementi
Come era è possibile determinare la massa atomica di ciascun elemento? Non era facile rispondere
• Gli atomi erano troppo piccoli per poterne determinare la massa attraverso delle pesate dirette.
• Dalton decise di determinare le masse atomiche relative, prendendo come unità di riferimento la massa dell’atomo di idrogeno
m
• considerò la massa atomica relativa (peso atomico) di un elemento uguale al numero che esprimeva il rapporto fra la massa dell’atomo di quell’elemento e quella dell’atomo di idrogeno.
• Dalton determinò le masse atomiche relative degli elementi attraverso l’analisi di una serie di composti, ognuno dei quali conteneva idrogeno e l’elemento di cui si voleva determinare la massa atomica
• ES: Decomponendo l’acqua si può stabilire che a ogni grammo di idrogeno corrispondono 8g di ossigeno. Nell’acqua il rapporto fra le masse di ossigeno e di idrogeno è di 8:1
r
anche il rapporto fra le masse dell’atomo di ossigeno e di quello di idrogeno deve essere lo stesso
• Dalton poteva ipotizzare che nella molecola d’acqua gli atomi di idrogeno e di ossigeno fossero combinati fra di loro secondo uno dei seguenti rapporti:
1 atomo di idrogeno con 1 di ossigeno (HO); in questo caso la m.a. dell’ossigeno sarebbe stata 8
2 atomo di idrogeno con 2 atomi di ossigeno (HO2); in questo caso la m.a. dell’ossigeno sarebbe stata 4
3 atomo di idrogeno con 1 atomo di ossigeno (H2O); in questo caso la m.a. dell’ossigeno sarebbe stata 16
• Dalton non aveva dati per decidere quale ipotesi era corretta e optò verso la più semplice, la prima
• Dalton così non aveva identificato la m.a. relativa (peso atomico), ma la massa relativa equivalente (peso equivalente). Di conseguenza tutte le masse atomiche relative stabilite da Dalton sono errate.
• La scelta operata da Dalton di fare riferimento alla massa dell’atomo di idrogeno come unità di riferimento è stata da tempo superata; ma il principio che lo ispirò rimane oggi valido.
• Nel 1961 la Commissione IUPAC stabilì di assumere come unità di massa atomica (uma) di riferimento 1/12 della massa dell’atomo di carbonio-12. Essa viene comunemente indicata con u e viene chiamata anche Dalton
1u = 1.66 12 kg