Leggi ponderali - regole quantitative

Prima legge: Legge delle proporzioni definite e costanti (Proust)
In un determinato composto trovato allo stato puro, gli elementi conservano sempre la stessa proporzione in massa.

Essa recita:
Quando due o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti.

(Un elemento si combina secondo un rapporto in massa definito e costante).
Esperimento: 1g di ferro e 0,75g di zolfo = 1,57g di solfuro di ferro.
Esperimento: 1g di ferro e 1 g di zolfo = sempre 1,57 g di solfuro di ferro e in più 0,43 g di zolfo (la quantità di zolfo in eccesso), e questo spiega la seconda legge.

Seconda legge: Legge della conservazione della massa (Lavoisier)
In una reazione chimica, la massa complessiva dei reagenti è uguale alla massa complessiva dei prodotti.
In questo modo Lavoisier demolì la teoria del flogisto. (Nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma)

Essa recita:
In una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti (dopo la reazione).

Terza legge: Legge delle proporzioni multiple (Dalton)
Come possono associarsi gli atomi per generare composti chimici? Dalton immaginava la materia discontinua e finita, divisa in particelle piccolissime, indivisibili e finite anch’esse, quindi fatta di atomi.

Essa recita:
Quando due elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, una certa massa fissa di un elemento si combina con masse dell'altro che stanno tra loro in un rapporto che si può esprimere con frazioni semplici.

O ancora: dati due elementi e fissata la quantità di uno, il secondo vi si unisce secondo più di una misura, ma questi valori rispettano rapporti matematici di numeri interi, in genere piccoli.
Composti binari: composti formati da due soli atomi.

Vi era però un nuovo problema: quello di definire il peso degli atomi. Vedremo come riusciranno a definirlo i chimici successivi.

Legge dei volumi di combinazione tra gas (Gay-Lussac)
Gay-Lussac trova delle regolarità di comportamento nelle relazioni tra gas.

Essa recita: quando due sostanze gassose reagiscono (si combinano) mantenendo temperatura e pressione costante, i volumi dei gas reagenti stanno tra loro secondo rapporti (detti rapporti di combinazione) espressi da numeri interi.

Ma non sapeva spiegarsi come mai, unendo 1 idrogeno e 2 ossigeno ottenesse 2 volumi di acqua. Semplicemente perché lui considerava gli atomi e non le molecole (poiché i gas, in genere, sono molecole biatomiche).

Teoria atomico-molecolare (Avogadro)
Il concetto di molecola nasce proprio grazie ad Avogadro e comincia a definire tutte le sostanze, compresi i gas, come formati da gruppi di atomi (molecole) e non da singoli atomi.

Legge di Avogadro: Stessi volumi di gas diversi, nelle stesse condizioni di temperatura e di pressione, occupano lo stesso volume (sono composti dallo stesso numero di molecole).

1 L di H (cinque molecole di idrogeno e dieci atomi) + 1 L di Cl2 (cinque molecole di cloro e dieci atomi) = 2 L di HCl (due volumi - e non uno - da dieci molecole ognuno di acido cloridrico).

Molecola: la più piccola parte di sostanza che può esistere in maniera indipendente.
Anche le sostanze semplici sono molecole (H2, S8). Le molecole di sostanze composte sono formate da diversi atomi (H20, H2SO4). Le molecole di una stessa sostanza sono tutte uguali tra loro.

Da Berzelius utilizziamo la terminologia attuale sulla tavola periodica, con le iniziali degli elementi in latino e se c’è disambiguità si inserisce la seconda lettera in minuscolo. Il simbolo indica anche il numero degli atomi. Per le molecole si utilizza il numero in basso a destra (indice) degli atomi contenuti.
Formula bruta o grezza: H2O.
Formula di struttura: come sono collegati tra loro gli atomi nella molecola e in base alla capacità di combinazione (valenza, con il trattino) degli atomi.

La massa atomica e molecolare
Come abbiamo già detto, molti chimici si interrogavano per valutare la massa degli atomi, ma era un numero impossibile da quantificare, e allora Dalton utilizza la massa relativa, ponendo come m = 1 la massa dell’idrogeno, che era l’atomo più leggero. Dunque l’idrogeno era l’unità di massa atomica. La massa atomica di un elemento era il rapporto tra la massa dell’elemento e la massa dell’atomo di idrogeno.

Oggi: la massa atomica relativa (Ar) di un elemento è il rapporto tra la massa assoluta (cioè reale ed espressa in kg) dell’elemento e la massa della dodicesima parte del carbonio a massa 12 (12C) e l’unità di misura è l’u, o uma (unità di massa atomica).
Che cosa indica: quante volte la massa dell’atomo è più grande dell’unità di massa atomica.

La massa molecolare relativa (Mr) è la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola.

La mole
Ogni elemento possiede la sua massa atomica assoluta (kg), ma sono numeri così piccoli e ricavabili solo in maniera sofisticata che non sono utilizzati dai chimici.
Come facciamo a definire quanti atomi, molecole o ioni reali sono contenuti in una porzione di sostanza?
Lo sappiamo grazie alla mole (g) che contiene un numero fisso di atomi, molecole o ioni chiamato numero di Avogadro (NA = 6,023 • 10^23).
La mole è l’unità della quantità di sostanza e si esprime in grammi (g).
La mole di atomi di un elemento = massa atomica relativa (Ar) = 6,023 • 10^23 atomi dell’elemento.
La mole di molecole in un composto = massa molecolare relativa (Mr) = 6,023 •10^23 molecole del composto.
Esempio: 1 mol di atomi di sodio (Ar = 22,99) = 22,99g di Na e contiene 6,023 • 10^23 atomi di Na.

Massa assoluta (ma) = mole (g) / NA

Volume molare: in condizioni normali (C.N.: t = 0°C e p = 1 atm), la mole occupa un volume fisso di 22,414 L.

Volume molare = 22,414 L in CN

Fomule pratiche
Moli: m/Mr
Molecole: m/Mr • NA (6,023 • 10^23)
1 mol = (V) 22, 414 L
ma = mol/NA (6,023 • 10^23)