Leggi ponderali: Lavoisier, Proust, Dalton e il modello atomico

Legge di Lavoisier: la massa si conserva

Secondo Purdue University, la prima svolta nello studio delle reazioni chimiche venne dal lavoro del chimico francese Lavoisier tra il 1772 e il 1794. Lavoisier trovò che la massa totale dei prodotti è sempre uguale alla massa totale dei materiali di partenza consumati. Eames, del City College of San Francisco, aggiunge che la legge è associata al suo nome, ma che altri l’avevano già usata prima di lui.

Durante la reazione nessuna materia si crea o si distrugge. Purdue spiega il fatto con gli atomi: non si creano né si distruggono in una reazione.

Esempio pratico: gli atomi di idrogeno di H2 e quelli di ossigeno di O2 si ricombinano in H2O. Il loro numero prima e dopo è lo stesso, e la bilancia segna la stessa massa.

Lavoisier pubblicò verso la fine del Settecento un elenco di elementi. Nel Traité élémentaire de chimie, del 1789, riportò l’acqua come circa 85% di ossigeno e 15% di idrogeno in peso. Eames dà circa 89% e 11% in massa, per l’acqua ottenuta bruciando idrogeno in ossigeno.

Legge di Proust: le proporzioni definite

All’epoca, racconta Eames, si discuteva se gli elementi si combinino sempre nello stesso rapporto. Berthollet, scienziato rispettato, sosteneva che i rapporti costanti osservati dipendessero dalle condizioni dell’esperimento: senza quelle influenze, secondo lui, i rapporti avrebbero potuto variare in modo continuo. Proust sostenne il contrario e alla fine lo convinse. Sul modo in cui un’osservazione diventa legge c’è il Recap sul metodo scientifico.

Per Eames, Proust ebbe ragione perché studiò solo composti puri e conosceva la precisione delle proprie misure.

Esempio pratico: nell’acqua le percentuali di Eames sono circa 11% di idrogeno e 89% di ossigeno. Su 100 g di acqua sono 11 g di idrogeno e 89 g di ossigeno, cioè circa 8 g di ossigeno per ogni grammo di idrogeno (89 diviso 11, calcolo nostro). La legge dice che il rapporto è lo stesso in ogni campione di acqua pura.

Eames precisa che alcuni materiali, come minerali e leghe, possono avere proporzioni variabili. La legge delle proporzioni definite vale per i composti puri.

Legge di Dalton: le proporzioni multiple

Dalton, studiando i dati di Proust, Lavoisier e altri, notò una regolarità. La legge delle proporzioni multiple, spiega Eames, confronta due o più composti degli stessi elementi in proporzioni diverse e mostra che gli elementi si combinano in piccoli rapporti di numeri interi.

Esempio pratico: il carbonio si combina con l’ossigeno in rapporti di massa 3:4 e 3:8. Con 3 g di carbonio si legano 4 g oppure 8 g di ossigeno, e un composto ha esattamente il doppio di ossigeno dell’altro. L’azoto con l’ossigeno dà rapporti 7:4, 7:8 e 7:16, e l’ossigeno raddoppia a ogni passo.

Le tre leggi ponderali a confronto

Legge	Che cosa afferma	Esempio riportato dalle fonti
Lavoisier, conservazione della massa	La massa totale dei prodotti è uguale a quella dei reagenti	Idrogeno e ossigeno che si ricombinano in acqua
Proust, proporzioni definite	In un composto puro le proporzioni di massa tra gli elementi non cambiano	Acqua: 11% di idrogeno e 89% di ossigeno in massa
Dalton, proporzioni multiple	Due elementi che formano più composti si combinano in piccoli rapporti di numeri interi	Carbonio e ossigeno: 3:4 e 3:8

Il modello atomico di Dalton

Per Eames, le tre leggi avevano senso se ogni elemento è fatto di atomi che si combinano come atomi interi. È l’idea del modello atomico di Dalton, detto anche teoria atomica di Dalton: la materia è fatta di atomi, che non si creano, non si distruggono e non cambiano nelle trasformazioni chimiche. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici fra loro, e quelli di ciascun elemento hanno una massa propria, distinta da quella degli altri elementi.

L’AIP riporta una versione in cinque punti, da Partington (1962). Uno dei cinque punti dice che la particella di un composto ha un numero fisso di atomi dei suoi elementi; l’elenco di Partington prosegue però con altri sei enunciati, quindi i cinque punti sono solo una parte. Eames paragona l’atomo a una palla, piccola e distinta dalle altre, e il soprannome di modello a palla da biliardo richiama quell’immagine.

John Dalton (1766-1844) nacque in una modesta famiglia quacchera in Cumberland, in Inghilterra, e per quasi tutta la vita visse insegnando e tenendo lezioni pubbliche. Lo Science History Institute racconta che arrivò all’atomismo partendo dalla meteorologia. Il lavoro con la primissima formulazione della teoria, intitolato On the Absorption of Gases by Water and Other Liquids, fu letto il 21 ottobre 1803. Secondo l’AIP, William Henry e Thomas Thomson ebbero il merito delle prime esposizioni, prima che Dalton la pubblicasse lui stesso nel 1808, e la scoperta non fu priva di controversie: Dalton fu accusato di aver ripreso lavori precedenti senza citarli. La stessa fonte dice che non è affatto ovvio come Dalton arrivò all’idea di atomi che si combinano in piccoli numeri interi.

Dalton consolidò le sue teorie nel New System of Chemical Philosophy, pubblicato tra il 1808 e il 1827. Calcolò i pesi atomici dalle composizioni percentuali dei composti, con un sistema arbitrario per stabilire la probabile struttura di ciascuno. La sua regola: tra due elementi A e B che si combinano, il primo composto ha un atomo di ciascuno, il successivo un atomo di A e due di B.

Esempio pratico: con quel sistema Dalton attribuì all’acqua la formula HO, un errore rispetto alla formula H2O.

Che cosa è stato corretto nel modello di Dalton

Secondo Eames, gli atomi di un elemento non sono tutti identici né indivisibili: sono fatti di tre tipi principali di particelle, elettroni, protoni e neutroni. Protoni e neutroni formano insieme un centro piccolissimo e denso, il nucleo. Nel 1897 J. J. Thomson propose che i raggi catodici fossero particelle con carica molto maggiore o massa molto minore degli ioni idrogeno, e molti furono scettici. Gli elettroni fanno parte di ogni tipo di atomo. Le prove contro gli atomi identici e indivisibili di Dalton si facevano forti.

Un elemento è definito dal numero di protoni, il numero atomico (si veda anche la tavola periodica). Gli isotopi sono atomi con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni; le proprietà chimiche dipendono soprattutto dal numero atomico, quindi gli isotopi sono quasi uguali chimicamente, ma hanno masse diverse.

Esempio pratico: Aston trovò che gli atomi di neon hanno massa 20 o 22, non 20,2 come si credeva. Sono due versioni dello stesso elemento: stesse proprietà chimiche, masse diverse.

Postulato di Dalton	Che cosa riporta Eames
Gli atomi sono indivisibili	Hanno parti più piccole: elettroni, protoni, neutroni
Gli atomi di un elemento sono identici	Gli isotopi hanno masse diverse