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LE LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA (LAVOISIER, PROUST, DALTON)
Tra la fine del XVIII e gli inizi del XIX secolo la chimica conobbe un momento di eccezionale progresso, legato soprattutto all'opera di scienziati come i francesi Antoine Laurent Lavoisier e Joseph Louis Proust e l'inglese John Dalton. Lavoisier, in particolare, introdusse l'uso sistematico della bilancia nello studio delle trasformazioni chimiche, applicando all'indagine dei fenomeni chimici lo stesso metodo scientifico (quantitativo) già utilizzato con tanto successo in fisica, basato su misure rigorose delle grandezze in gioco, in particolare della massa o, come allora si diceva, del peso delle sostanze coinvolte nelle reazioni. L'applicazione di tale metodo portò alla formulazione di quelle che possiamo oggi chiamare le leggi classiche della chimica, che si riferiscono agli aspetti quantitativi delle reazioni, in particolare ai pesi delle sostanze che reagiscono o si combinano e sono perciò dette leggi ponderali (dal latino pondus, peso).
Studiando le masse delle sostanze prima e dopo le trasformazioni in un gran numero di casi diversi, Lavoisier giunse alla conclusione che nelle reazioni chimiche la materia si trasforma, variando le sue proprietà, ma si conserva.
La legge di Lavoisier, nota anche come legge di conservazione della massa, venne così formulata nel 1783: in una reazione chimica la somma dei pesi delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma dei pesi delle sostanze che in essa si formano.
Attualmente si parla di masse e non di pesi, ma questa legge, spesso riassunta nella frase nulla si crea e nulla si distrugge, ma tutto si trasforma, è, a più di due secoli di distanza, ancora un caposaldo della scienza moderna ed è tuttora valida nell'ambito delle trasformazioni che avvengono in campo chimico. La legge di Lavoisier è infatti alla base, come vedremo in seguito, del cosiddetto bilanciamento delle reazioni e più in generale del calcolo stechiometrico. Essa è stata confermata con la precisione di 1 parte su un miliardo in moltissime reazioni.
Dopo la diffusione dei risultati del lavoro di Lavoisier, molti chimici si impegnarono per stabilire i tra le masse delle sostanze che partecipano ad una reazione e i rapporti di combinazione esistenti tra gli elementi che formano un determinato composto. Già nel 1792 il tedesco Jeremias Benjamin Richter aveva dimostrato che nelle reazioni che avvengono tra acidi e basi, dette di neutralizzazione, esistono rapporti fissi e costanti tra le quantità delle sostanze che vi prendono parte. Su questo risultato si accese un dibattito, per stabilire se lo stesso valesse in generale.
In Francia, in particolare, sul finire del XVIII secolo si confrontavano due posizioni. Una era quella sostenuta da un collaboratore di Lavoisier, Claude Berthollet (1748-1822), il quale affermava che la composizione dei composti dipende dalla modalità di preparazione; ad esempio, nel composto solfuro di ferro ottenuto per combinazione tra i due elementi zolfo e ferro, il contenuto in ferro sarebbe più o meno grande a seconda che il composto venga preparato usando un eccesso o un difetto dello stesso elemento.
Al contrario, Joseph Louis Proust affermava che un composto mostra sempre la stessa composizione e quindi le stesse proporzioni degli elementi costituenti, indipendentemente dalle condizioni in cui esso è stato preparato. Nell'esempio fatto, zolfo e ferro reagiscono secondo ben determinati rapporti di massa, ed un eventuale eccesso di uno dei due rimane non combinato.
Trasferitosi in Spagna, al riparo dai tragici avvenimenti seguiti alla rivoluzione francese del 1789 e che costarono la vita a Lavoisier, che fu ghigliottinato nel 1794 in seguito a una accusa probabilmente falsa e a un processo sommario, Proust - attraverso un lavoro preciso ed estremamente accurato - dimostrò nel 1799 che il composto carbonato di rame, comunque sia stato ottenuto, è sempre formato da 5,3 parti in peso di rame, 4 di ossigeno e 1 di carbonio. Analizzando altri composti egli ottenne risultati analoghi, sino a giungere, nel 1801, a formulare la legge delle proporzioni definite, o legge di Proust, che è così formulata: in qualunque composto il rapporto tra i pesi degli elementi costituenti è definito e costante.
In un suo scritto, Proust descrisse così i risultati a cui era giunto:
"Dobbiamo riconoscere una mano invisibile che regge la bilancia nella formazione dei composti. Un composto è una sostanza alla quale la Natura assegna proporzioni definite: in breve è un oggetto che la natura non crea altrimenti che con la bilancia in mano".
Proust, che era un ottimo sperimentatore, fu anche in grado di dimostrare che i risultati di Berthollet, in contrasto con i suoi, erano in realtà dovuti a misure non sufficientemente precise e a reagenti non abbastanza puri. I progressi successivi confermarono la validità dei risultati di Proust.
Quali implicazioni potevano avere la legge di Lavoisier e quella di Proust sulle teorie intorno alla costituzione della materia? Questa domanda impegnò molti dei ricercatori del tempo. Particolarmente importante fu il lavoro dell'inglese John Dalton, che effettuò, sulla scia del lavoro di Proust, una scoperta di grande importanza. Egli stava esaminando composti formati dagli stessi elementi, combinati secondo proporzioni differenti, come ad esempio i diversi composti tra ferro e ossigeno, tra rame e ossigeno e tra ossigeno e azoto. Studiandone la composizione, egli osservò che le quantità di un elemento che si combinano con una quantità fissata dell'altro nei vari composti, stanno tra loro in rapporti semplici, espressi cioè da numeri interi e piccoli. Questa legge, detta delle proporzioni multiple o legge di Dalton, fu enunciata nel 1803: quando due elementi si combinano per formare più di un composto, i pesi di uno che si combinano con un peso fisso dell'altro stanno tra loro secondo rapporti espressi da numeri interi.
Come esempio si possono considerare i composti formati da idrogeno e ossigeno, cioè l'acqua el'acqua ossigenata. Nel primo, il rapporto di combinazione tra le masse di idrogeno e di ossigeno è di 2 g a 16 g, quindi il rapporto è di 1:8. Nell'acqua ossigenata, invece, 2 g di idrogeno si combinano con 32 g di ossigeno, quindi il rapporto è di 1:16. Se si considera la quantità fissa di idrogeno di 1 g, le masse di ossigeno che si combinano con essa sono rispettivamente 8 g e 16 g, e queste stanno tra loro in rapporto di 1:2. Per i composti di carbonio e ossigeno, ossido di carbonio e anidride carbonica, 12 g di carbonio si combinano rispettivamente con 16 g e con 32 gdi ossigeno. I rapporti di combinazione nei due casi sono perciò 3:4 e 3:8; le quantità di ossigeno che si combinano con 3 g di carbonio stanno perciò tra loro in rapporto di 1:2. Questi ed altri esempi di rapporti di combinazione multipli sono raccolti nella tab. 1.
Tabella 1 - Esempi di rapporti di combinazione multipla tra due elementi
ELEMENTO 1 |
ELEMENTO 2 |
COMPOSTO |
PERCENTUALI DEGLI ELEMENTI (% E1; % E2) |
RAPPORTO (MASSA E1/ MASSA E2) |
QUANTITÀ RELATIVE ELEMENTO 2 |
idrogeno |
ossigeno |
acqua acqua ossigenata |
11,1%; 88,9% 5,9%; 94,1% |
1:8 1:16 |
1 2 |
carbonio |
ossigeno |
ossido di carbonio anidride carbonica |
42,9%; 7,1% 27,3%; 2,7% |
3:4 3:8 |
1 2 |
ferro |
ossigeno |
ossido ferroso ossido ferrico |
77,7%; 22,3% 69,9%; 30,1% |
7:2 7:3 |
2 3 |
rame |
ossigeno |
ossido rameoso ossido rameico |
88,8%; 11, 2% 79,9%; 20,1% |
8:1 8:2 |
1 2 |
azoto |
ossigeno |
protossido di azoto ossido di azoto anidride nitrosa biossido di azoto anidride nitrica |
63,6%; 6,4% 46,7%; 53,3% 36,8%; 63,2% 30,4%; 69,6% 25,9%; 74,1% |
7:4 7:8 7:12 7:16 7:20 |
1 2 3 4 5 |
ESERCIZI RISOLTI
1) Bruciando all'aria 2,93 g di Mg si ottengono 4,86 g di MgO. Calcola la massa di O2 che ha reagito e il rapporto di combinazione Mg/O.
Il prodotto (unico) MgO è formato dalla combinazione dei due reagenti Mg e O2 (che è un componente dell'aria). In base alla legge di Lavoisier, la massa di quest'ultimo sarà data dalla differenza tra la massa totale (4,86 g) e quella dell'altro reagente (Mg, cioè 2,93 g). Quindi:
m O2 = m MgO - m Mg = 4,86 g - 2,93 g = 1,93 g
Il rapporto di combinazione Mg/O (dove O è inteso come elemento costituente il composto) è dato semplicemente da:
2,93 g / 1,93 g = 1,52 (arrotondato).
Questo rapporto ha il seguente significato: nel composto il rapporto di combinazione Mg/O è 1,52:1, che equivale a dire che con 1 g di O2 si combinano 1,52 g di Mg.
2) Un composto usato nel trattamento ignifugo delle stoffe contiene fosforo e cloro in rapporto di 0,290 : 1. Quanti g di fosforo si combinano nel composto con 6,22 g di cloro?
Come nell'esercizio precedente, il rapporto di combinazione sta ad indicare che con 1 g di cloro si combinano 0,290 g di fosforo. Quindi con una proporzione si può facilmente calcolare quanti g di fosforo si combinano con 6,22 g di cloro:
0,290 g P : 1 g Cl = x g P : 6,22 g Cl
da cui si ricava che il valore cercato è 1,80 g.
4) In NaCl il rapporto di combinazione cloro / sodio è 1,5. Se si fanno reagire 5,00 g di sodio con 8,00 g di cloro, quanto NaCl si forma? Vi è un residuo? Se sì, di quale elemento e per quanti g?
Dal rapporto di combinazione risulta che la massa di cloro nel composto è 1,5 volte quella di sodio; quindi con 5,00 g di quest'ultimo elemento si combinano
(5,00 ´ 1,5) g = 7,50 g Cl
Quindi il cloro è in eccesso, e al termine della reazione vi sarà un residuo di quest'ultimo elemento, pari a:
8,00 g - 7,50 g = 0,50 g Cl
Poiché si tratta di una reazione di sintesi, la massa dell'unico prodotto (NaCl) sarà data dalla somma delle masse dei due reagenti sodio e cloro (quest'ultimo solo per la parte che ha reagito, cioè 7,50 g):
m NaCl = 5,00 g + 7,50 g = 12,50 g
5) L'acqua contiene l'88,9% di ossigeno. Calcola quanti g di acqua si ottengono dalla combustione di 2,22 g di idrogeno in aria.
La % di idrogeno nell'acqua si ottiene per differenza tra il totale (100%) e la % di ossigeno:
% H = 100 - 88,9 = 11,1%
Ciò significa che, ad esempio, dalla reazione (combustione) di 11,1 g di idrogeno si ottengono 100 g di acqua. La massa d'acqua prodotta dalla combustione di 2,22 g di idrogeno si ottiene allora con una proporzione:
11,1 g H2 : 100 g H2O = 2,22 g H2 : x g H2O
da cui, risolvendo, si ottiene x = 20 g H2O.
6) La pirite è un composto di ferro e zolfo, contenente il 46,55% di Fe. Nel solfuro di ferro, invece, la % Fe è del 63,53. Calcola il rapporto di Dalton, riferito allo zolfo, per i due composti.
Nella pirite la % dello zolfo è:
100 - 46,55 = 53,45%
mentre nel solfuro di ferro è:
100 - 63,53 = 36,47%
Per ricavare il rapporto di Dalton riferito allo zolfo (cioè il rapporto tra le masse di zolfo che, nei due composti, si combinano con la stessa massa di ferro), dobbiamo anzitutto dividere le % di S per quelle di Fe; ciò equivale a calcolare quanti g di S si combinano, in ciascun composto, con 1 g di Fe:
53,45% / 46,55% = 1,148
36,47% / 63,53% = 0,574
Quindi nel solfuro di ferro con 1 g di Fe si combinano 0,574 g di S, mentre nella pirite con 1 g di Fe si combinano 1,148 g di S, cioè il doppio. Il rapporto di Dalton cercato (cioè quello riferito allo zolfo) è perciò di 1:2.
ESERCIZI
Quando l’alluminio reagisce con l’ossigeno dell’aria si forma l’ossido di alluminio. Se 108 g di alluminio formano con 204 g di ossido, calcola quanto ossigeno è necessario per la reazione. [R. 96 g di ossigeno]
Le percentuali di Zn e S nel solfuro di zinco sono rispettivamente del 67,13% e del 31,87%. Calcola le masse dei due elementi contenute in 5,00 Kg di composto. [R. m Zn = 3,36 Kg, m S = 1,64 Kg]
Calcola con quanti grammi di iodio si combinano 100 g di potassio, se la composizione percentuale del loro composto ioduro di potassio è: K 23,49%, I 76,51%. [R. 325,7 g di iodio]
Nella reazione tra sodio e cloro che forma il loro composto cloruro di sodio, 23 g di sodio reagiscono con 35,5 g di cloro. La reazione è completa. Calcola quanto cloruro di sodio si forma in questo caso. Calcola inoltre quanto se ne forma se vengono fatti reagire 69 g di sodio con 130 g di cloro. Indica inoltre se vi è in questo secondo caso un elemento in eccesso, quale ed eventualmente di quanto. [R. 1 58,5 g NaCl. R. 2 l'elemento in eccesso è il cloro, di 23,5 g; si formano 175,5 g di NaCl]
Quando l’ossido di mercurio si decompone per riscaldamento, forma mercurio metallico e ossigeno. Se 216,6 g di ossido di mercurio formano 200,6 g di mercurio metallico, calcola le masse di mercurio e di ossigeno che si formano dalla decomposizione di 1,000 Kg di ossido di mercurio. [R. m Hg = 926 g, m O2 = 74 g]
In un ossido di piombo 20,70 g del metallo sono combinati con 1,6 g di ossigeno; in un altro ossido dello stesso metallo 10,35 g di Pb sono combinati con 1,6 g di ossigeno. Calcola il rapporto di Dalton relativo all'ossigeno per i due composti [R. 1:2]
Tre ossidi di manganese sono formati rispettivamente dal 77,45%, dal 69,60% e dal 63,19% di Mn. Calcola: a) i rapporti di combinazione Mn/O nei tre composti, b) il rapporto di Dalton riferito all'ossigeno per i tre composti. [R. a) 3,43; 2,29; 1,71 b) 2:3:4]
Fonte: http://www.itiscopernicofe.it/itis/didattic/matdid/2A/Le%20leggi%20ponderali%20della%20chimica%20teoria%20ed%20esercizi.doc
Sito web da visitare: http://www.itiscopernicofe.it
Autore del testo: non indicato nel documento di origine
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