Chimica - Storia e nozioni

La chimica inizia ad assumere le caratteristiche di scienza sperimentale con gli studi di Lavoisier (1744) sull’ossidazione dei metalli (quali lo stagno Sn, simbolo in grassetto, o il mercurio Hg) che gli permisero di formulare la legge di conservazione di massa nelle reazioni chimiche: la massa delle sostanze ottenute in una reazione chimica (prodotti) è uguale alle masse delle sostanze che partecipano alle reazioni (reagenti).
Per esempio, quando il mercurio Hg, per riscaldamento, reagisce con l’ossigeno si forma un solido rosso, l’ossido di mercurio HgO il cui peso è pari alla somma dei pesi del mercurio e dell’ossigeno che hanno reagito.
Se, d’altra parte, si decompone l’ossido (la decomposizione è rapida a circa 440 °C) i grammi decomposti sono ritrovati come grammi di mercurio ed ossigeno ottenuti. La legge della conservazione di massa valida non solo nelle reazioni chimiche e la legge di conservazione dell’energia reggono finchè Einstein formula una nuova legge che prevede che la massa si trasforma in energia secondo la relazione E = mc2 che possiamo enunciare dicendo che l’energia, E, che si sviluppa in un processo è pari alla massa scomparsa, m, per il quadrato della velocità della luce c2.
Oggi, pertanto, si parla di legge di conservazione di massa ed energia e quanto abbiamo detto è in linea con il fatto che alcune leggi nel tempo subiscono modifiche sostanziali inoltre qui abbiamo un esempio importante del fatto che alcune leggi possono essere utilizzate in modo approssimato in un certo ambito. Cioè, nonostante la legge di conservazione di massa ed energia abbia sostituito la legge della conservazione di massa quest’ultima nelle reazioni chimiche resta valida perché le quantità di energia svolte in una reazione chimica non sono tali da poter determinare variazioni apprezzabili di massa mentre nelle reazioni nucleari, per esempio quelle che si verificano quando particelle nucleari quali protoni e neutroni si riuniscono nei nuclei (reazioni di fusione), le quantità di energia sviluppate sono enormi e si osserva un difetto di massa (vedi pesi atomici).
Un’altra legge che rende la chimica una scienza, è la legge della composizione costante o delle proporzioni definite di Proust (1799) che definisce il composto. In un composto il rapporto tra gli elementi è costante. Per esempio, tutti i campioni di acqua pura avranno 88,81 % di ossigeno e 11,19 % di idrogeno. Percentuali che nascono dalla composizione dell’acqua H2O e dal peso di idrogeno (1,00794) e ossigeno (15,9994).
All’inizio dell’ottocento Dalton ricava da queste leggi la teoria atomica: la materia è costituita da atomi. Questi sono tutti uguali nelle sostanze elementari mentre sono di tipo diverso nei composti. Gli atomi transitano da una sostanza all’altra senza crearsi ne distruggersi quindi la massa nella reazione chimica non può variare e siccome nei composti gli atomi sono uniti secondo rapporti numerici fissi deve valere la legge della composizione costante.
A dimostrazione della sua teoria, formula anche la legge delle proporzioni multiple: se due elementi formano più di un composto le masse di un elemento combinate con una massa fissa dell’altro stanno tra loro secondo numeri interi e piccoli.
Per esempio, con diversi tipi di reazioni sono ottenibili gli ossidi d’azoto: protossido d’azoto N2O, ossido d’azoto NO e biossido d’azoto NO2. Se consideriamo le quantità di azoto combinate con 16 g di ossigeno nel primo composto sono 28, nel secondo 14 e nel terzo 7, dove 28 è 7x4 e 14 è 7x2.
Nella tabella successiva (in allegato) si considera un maggior numero di ossidi di azoto e una quantità costante di azoto (14 g).