Mole - Teoria atomica e quantità chimica

La materia è costituita da atomi, non è possibile osservarli con la luce visibile, è possibile distinguerli con tecniche di microscopia elettronica e di rielaborazione elettroniche.
Le prime ipotesi sull'esistenza degli atomi risalgono a circa 450 a.C., quando Leucippo sosteneva che la materia non fosse continua ma formata da particelle piccolissime.
Un suo discepolo, Democrito (470 a.C.) diede un nome a queste piccolissime particelle e le chiamò atomi.
Entrambi sostenevano che tutta la materia fosse costituita da atomi indistruttibili, indivisibili e immutabili.
L'idea atomistica della materia non fu condivisa da Platone e Aristotele ma Lucrezio la riprese nel 95 a.C. nel De Rerum Natura sostenendo che l'atomo fosse il costituente ultimo della materia.
La prima ipotesi sulla natura atomica della materia basata su prove sperimentali fu proposta nel XIX secolo da John Dalton.
Dalton analizzò i risultati delle ricerche di molti scienziati del Settecento tra cui i più importanti furono Lavoisier e Proust che formularono la legge della conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite. Per quanto riguarda la legge di conservazione della massa, essa dice che: in una reazione chimica la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti.
Lavoisier, nel 1789, riuscì così per primo a dimostrare che durante le reazioni chimiche non avviene ne creazione ne distruzione di materia.
Un decennio dopo Proust enunciò la legge delle proporzioni definite:
"In un composto, il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito costante".
Ad esempio nel composto NaCl, il rapporto tra la massa del cloro e quella sodio è sempre pari a 1,54 (Massa cloro/ Massa sodio).
La teoria atomica proposta da John Dalton afferma che la materia è costituita da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili e che tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa.
Gli elementi sono costituiti da atomi che hanno identiche proprietà chimiche.
Poiché l'atomo è un piccolissimo frammento di materia, potremmo aspettarci che esso conservi l'aspetto della sostanza da cui proviene, per esempio che un atomo di oro sia giallo. In realtà ciò non si verifica perché le proprietà fisiche di un elemento (opacità, colore, densità, conducibilità elettrica ecc…) sono il risultato dell'unione di tantissimi atomi che costituiscono un oggetto. Per questo, queste proprietà sono definite macroscopiche.
Le proprietà chimiche, invece, sono microscopiche perché dipendono dalla natura degli atomi che costituiscono la sostanza.
Una molecola è un raggruppamento di due o più atomi che possiede proprietà chimiche caratteristiche (es: H₂O). Oltre alle molecole di composti formati da atomi diversi esistono anche molecole costituite da atomi delle stesso tipo. Alcuni elementi infatti si trovano in natura sotto forma di molecole costituite da due atomi identici (molecole diatoniche):
H₂ - idrogeno
O₂ - ossigeno
N₂ - azoto
Esistono degli elementi come il fosforo P₄ che presentano molecole costituite da quattro atomi o il selenio S₈ da otto atomi.
Atomi e molecole non sono però gli unici costituenti dei materiali. Molte sostanze sono costituite da ioni, particelle elettricamente cariche (atomi e molecole sono elettricamente neutri). La loro carica può essere positiva o negativa: se è positiva sono chiamati cationi, se è negativa anioni.
Per rappresentare uno ioni si scrive il simbolo dell'elemento (o degli elementi che costituiscono il gruppo di atomi) riportando in alto a destra il numero delle cariche elettriche che possiede: Na⁺, ione sodio-catione O²⁻, ione ossigeno, anione.
Le sostanze formate da ioni sono composti ionici. Un composto ionico contiene ioni sia positivi che negativi. Es: Na⁺Cl⁻
Ogni molecola è rappresentata da una formula chimica. La formula di una molecola indica da quali elementi essa è costituita e quanti atomi di ciascun elemento contiene. Per esempio le molecole diatoniche dell'ossigeno e del cloro saranno indicate ripetitivamente dalle formule: O₂ e Cl₂. Il numero scritto sotto al simbolo dell'elemento è chiamato indice o pedice numerico e specifica il numero di atomi di quel elemento presenti nella molecola. Scrivere O₂ e 2O è nettamente diverso. O₂ indica una molecola di ossigeno, contenente due atomi di ossigeno saldamente legati tra loro mentre 2O indica due atomi di ossigeno del tutto indipendenti.
La formula che utilizziamo per indicare quanti e quali atomi costituiscono la molecola di un composto è chiamata formula bruta o grezza.
Se la sostanza non è formata da molecole, la formula che la rappresenta ci indica il rapporto con cui sono combinate le particelle che la costituiscono, ad esempio la formula del Cloruro di sodio è NaCl, e ci dice che il rapporto con cui gli ioni si sono combinati è di 1:1.
E' necessario sottolineare che il concetto di molecola non discende dalla teoria atomica di Dalton. Fu il chimico torinese Amedeo Avogrado a fare distinzione tra il concetto di atomo e quello di molecola.
Dalton infatti, nel compilare la prima tabella delle masse atomiche relative, aveva preso l'atomo di idrogeno come riferimento non considerando la natura diatonica di questo elemento.
All'epoca di Avogrado cominciava ad affacciarsi l'idea che volumi uguali di gas diversi nelle stesse condizioni di temperatura, e pressione contenessero lo stesso numero di particelle. Pertanto Avogrado prese come riferimento l'acido cloridrico HCl e fece reagire un volume di idrogeno con un uguale volume di cloro. Come risultato avrebbe dovuto ottenere un solo volume di acido cloridrico, infatti ogni sua particella doveva contenere almeno un atomo di idrogeno e un atomo di cloro. I fatti dimostravano invece che, dalla reazione, si formavano due volumi di acido cloridrico. Avogrado ipotizzò, quindi, che idrogeno e cloro fossero formati da atomi doppi e che i > si liberassero solo al momento di combinassi gli uni con gli altri. Questi sorta di atomi doppi sono appunto le molecole.
Alla luce di questa nuova scoperta vennero corrette le masse atomiche relative proposte da Dalton vennero corrette e si decise di prendere come riferimento la dodicesima parte del ¹²C (isotopo di carbonio). L'unità di misura della massa atomica è indicata con u (unità massa atomica) e chiamata anche Dalton. 1u = 1/12 della massa dell'atomo di ¹²C.
La tavola periodica riporta per ogni elemento il valore di massa atomica MA (o peso atomico), con le molecole si parla invece si massa molecolare MM (o peso molecolare).
E' controproducente usare l'unità di massa atomica u, poiché sperimentalmente il suo valore è molto piccolo ( 1u= 1,661∙10⁻²⁴ gr). In chimica si utilizza un'unità di misura definita mole che rappresenta la quantità di sostanza che contiene un numero di particelle (atomi, molecole e ioni) uguale al numero di atomi contenuti in 12gr di ¹²C. La massa di una mole è chiamata massa molare M e la sua unità di misura è g/mol. Esiste una costante chiamata numero di Avogrado che rappresenta il numero di particelle contenute in una mole di una qualsiasi sostanza: 6,022 ∙10²³ particelle/mol.