Luca Fiorani
Chimica e
didattica
della chimica
Pesare e ordinare gli atomi
Luca Fiorani – Chimica e
didattica della chimica
Il problema delle masse atomiche
 Una
volta accettata la teoria atomica, si pose il
problema delle masse atomiche
 Vedere e pesare i singoli atomi era impossibile
 Erano necessari metodi indiretti per calcolare la
massa dei singoli atomi
 Per costruire una tavola con le masse dei vari
atomi era necessario prendere un atomo come
riferimento, parlando perciò di masse atomiche
(e molecolari) relative
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didattica della chimica
Il problema delle masse atomiche
 Agli
inizi del XIX secolo, i chimici si trovano di
fronte alla difficoltà di ricavare in contemporanea
la formula dei composti e le masse atomiche
degli elementi che li costituiscono
 Ad es., la mancata conoscenza dell'esatta
formula chimica dell'acqua crea difficoltà
 Dalton è il primo a pubblicare una tavola delle
masse atomiche relative, prendendo l'idrogeno
come riferimento, attribuendogli cioè massa 1
 Ipotizzando per l'acqua la formula HO, deduce
che la massa atomica dell'ossigeno è 8 (non 16)
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Il problema delle masse atomiche
 Vediamo
come nasce l'errore. Oggi sappiamo
che la formula dell'acqua è H2O. Siccome le
masse atomiche di H e O sono circa 1 e 16,
rispettivamente, ciò significa che, combinando
circa 2 g di idrogeno e 16 g di ossigeno, ottengo
circa 18 g di acqua (si noti che il rapporto di
combinazione è circa 1 a 8).
 Dalton conosceva solo il rapporto di
combinazione e, ipotizzando per l'acqua la
formula HO, deduceva che la massa atomica
dell'ossigeno è 8
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Il problema delle masse atomiche
 Joseph-Louis
Gay-Lussac (1778-1850) dimostra
che due volumi di idrogeno si combinano con un
volume di ossigeno e quindi la formula dell'acqua
è H2O
 Nel 1808 Gay-Lussac estende questi risultati ed
enuncia la legge di combinazione dei volumi
gassosi: quando due sostanze gassose
reagiscono, mantenendo temperatura e
pressione costanti, i volumi dei gas reagenti
stanno tra loro secondo rapporti esprimibili con
numeri piccoli e interi
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Il problema delle masse atomiche
 La
legge di combinazione dei volumi gassosi è
un'ulteriore prova della teoria atomica (se volumi
uguali di gas diversi contengono lo stesso numero
di atomi) ma Gay-Lussac non la interpreta
correttamente: per non entrare in contrasto con il
suo maestro Berthollet, afferma che la sua legge
individua solo alcune delle combinazioni possibili
(Berthollet sosteneva che sono le circostanze
sperimentali a determinare le combinazioni
possibili)
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Il problema delle masse atomiche
 La
legge di combinazione dei volumi gassosi
entra in crisi con gli esperimenti di formazione
dell'acido cloridrico
 La formula dell'acido cloridrico è HCl e i chimici si
aspettano di ottenere un volume di HCl
combinando un volume di H e un volume di Cl:
H + Cl → HCl
ma, inaspettatamente, ne ottengono due!
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Atomi e molecole: il contributo di
Avogadro
 Amedeo
Avogadro (1776-1856)
supera il paradosso supponendo che:
1.
2.
a parità di temperatura e pressione,
volumi uguali di gas diversi
contengono lo stesso numero di
molecole (legge di Avogadro)
idrogeno e cloro gassosi sono
costituiti da molecole diatomiche
 La
formazione dell'acido cloridrico è
spiegata dalla formula seguente:
H2 + Cl2 → 2HCl
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Atomi e molecole: il contributo di
Avogadro
 Avogadro
distingue nettamente i concetti di
atomo e molecola e capisce che molti gas sono
costituiti da molecole diatomiche
 La sua legge, ottenuta indipendentemente anche
da André-Marie Ampère (1775-1836) nel 1814, è
pubblicata nel 1811 sul Journal de Physique nel
"Saggio su un modo per determinare le masse
relative delle molecole elementari dei corpi e le
proporzioni secondo le quali entrano in queste
combinazioni"
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Atomi e molecole: il contributo di
Avogadro
 Avogadro
si accorge che la sua legge può
essere utilizzata per ricavare le masse delle
molecole degli elementi che si presentano allo
stato gassoso
 Se, a parità di temperatura e pressione, volumi
uguali di gas diversi contengono lo stesso numero
di molecole, il rapporto tra le masse dei due gas
è uguale al rapporto tra le masse delle due
molecole
 1 l di O2 ↔ 1.43 g, 1 l di H2 ↔ 0.089 g,
1.43/0.089=16.07
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Il congresso internazionale del 1860
 Nel
1860 a Karlsruhe 140 delegati si incontrano
per il primo congresso internazionale di chimica
 Stanislao Cannizzaro (1826-1910) convince i
presenti della validità della legge di Avogadro
 Per praticità, l'unità di massa atomica è fissata a
1/16 della massa dell'ossigeno (l'ossigeno è molto
reattivo e varie masse atomiche possono essere
calcolate considerando le molecole in cui
compare l'ossigeno)
 O ha massa 16, H ha massa 1.008 (perché?
Isotopi, differenza n/p, energia di legame)
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Triadi e ottave
 Nella
prima metà del XIX secolo si scoprono molti
elementi
 I chimici si chiedono se c'è un limite al numero di
elementi e se esiste una teoria unitaria per
spiegare le caratteristiche degli elementi
 Nel 1829 Johann Wolfgang Döbereiner (17801849) si accorge che Br ha proprietà simili e
massa intermedia rispetto a Cl e I. In seguito,
riscontra lo stesso comportamento per altri gruppi
di tre elementi che chiama "triadi"
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Triadi e ottave
 Nel
1862 Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois (1820-1886) e nel 1864 John
Alexander Reina Newlands (1837-98) ordinano gli
elementi per massa atomica crescente e si
rendono conto che alcune proprietà si ripetono a
intervalli regolari, ma i loro risultati non sono
accettati dalla comunità scientifica
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La tavola degli elementi di Mendeleev
È
un chimico russo Dimitri Ivanovic
Mendeleev (1834-1907), che aveva
partecipato come studente al
congresso del 1860, a costruire
l'antenata della tavola periodica
degli elementi e a farla accettare
dalla comunità scientifica
 Mendeleev ordina gli elementi per
massa atomica crescente e si
rende conto che alcune proprietà si
ripetono e variano periodicamente
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La tavola degli elementi di Mendeleev
 Mendeleev
ordina gli elementi in righe,
tralasciando H e sistemando nella prima riga i
primi sette elementi da Li a F e capisce che non
tutte le righe sono di sette elementi come la
prima
 Dal 1871 Mendeleev organizza la tavola in righe e
colonne, in modo che in ogni colonna siano
presenti gli atomi con proprietà simili
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La tavola degli elementi di Mendeleev
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La tavola degli elementi di Mendeleev
 La
grandezza di Mendeleev (Nobel per la
chimica nel 1906) è quella di intuire il criterio di
classificazione e ordinamento degli elementi
 Mendeleev capisce che è necessario uno sforzo
per ordinare gli elementi noti e non: nella sua
tavola mancano più di quaranta elementi… e lui
lascia le caselle vuote!
 Per coerenza con la sua ipotesi Mendeleev
inverte la posizione di alcuni elementi
(anticipando l'ordinamento attuale per numero
atomico e non per massa atomica)
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La tavola degli elementi di Mendeleev
 Un
altro studente che era al congresso del 1860 è
meno fortunato di Mendeleev: Julius Lothar Meyer
(1830-95) arriva alle stesse conclusioni ma le
pubblica un anno più tardi
 Le righe della tavola periodica sono dette
periodi, le colonne gruppi
 Gli elementi di uno stesso gruppo hanno
caratteristiche simili (numero di elettroni esterni)
 Alcune proprietà (dette periodiche) variano
lungo i gruppi (es.: raggio atomico) e i periodi
(es.: elettronegatività)
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La tavola degli elementi di Mendeleev
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Fine della lezione…
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