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L’Alchimia: una chimica fuori legge

Tuttavia, non si possono certo negare i risultati importantissimi ottenuti da una pratica del tutto empirica, contaminata da mistificatori e ciarlatani, ma spesso costellata di successi. Le scoperte di questa pseudo-scienza hanno dato un contributo essenziale, anche se non cercato, al progresso della chimica, ossia alla vera scienza. Il ruolo dell’alchimia può essere sintetizzato benissimo nella favola citata dal filosofo inglese Francesco Bacone, vissuto tra il XVI e XVII secolo: “Un uomo svela ai figli di aver nascosto dell’oro in un luogo imprecisato della sua vigna. I figli si lanciano a cercarlo, scavando fra le piante senza tuttavia trovare nulla. Lavorano, però, il terreno così bene da ottenere un’abbondante vendemmia!”.

E’, probabilmente, ancora una volta Galileo a segnare un punto di non ritorno, attraverso i suoi esperimenti sulla caduta dei gravi. Non tanto per il concetto in sé, che dimostra come la velocità degli oggetti sia indipendente dalla massa, ma per il fatto di avere confermato, senza ombra di dubbio, che anche Aristotele poteva sbagliare! Tuttavia, bisogna aspettare ancora parecchio.

Il primo modello di atomo su base scientifica, ossia attraverso sperimentazioni, si deve a John Dalton che lo presenta nei primi anni dell’800, basandosi su due leggi fondamentali della chimica enunciate da Lavoisier e Proust e su una che deduce egli stesso. Vale la pena entrare nei dettagli della geniale intuizione di Dalton. Teniamo presente che non è tanto la struttura dell’atomo che interessa allo scienziato inglese, ma come esso si comporti nelle reazioni chimiche.

L’inizio di una svolta decisiva nella storia dell’atomo e la nascita della chimica come vera scienza si può ricondurre alla teoria del flogisto (dal greco bruciare, infiammare) che va per la maggiore nel XVII secolo. In base a essa, tutto ciò che brucia libera, nell’aria, una sostanza, il flogisto, appunto. Le sostanze combustibili, sono ricche di flogisto e il processo di combustione cede questo strano elemento all’aria, la quale lo può trasferire ad altri corpi che quindi diventavano a loro volta combustibili. Ciò che rimane, dopo la combustione, ha perso il flogisto e quindi non brucia più. La legna, ad esempio, contiene flogisto, ma non la cenere. Il peso nettamente differente lo dimostra.

Tralascio l’esistenza di un flogisto con peso negativo nei casi di ossidazione. Insomma, una bella teoria chimica che fa riferimento ai pesi delle sostanze implicate, anche se si mettono le cose a posto con l’introduzione di una sostanza quasi magica, legata all’alchimia. Tuttavia, la necessità di formulare questa teoria si basa su un dato di fatto “scientifico” sperimentale: il peso di una sostanza prima della combustione è maggiore di quello della sostanza che rimane dopo la combustione. La soluzione è un po’ da “stregoni”, ma il problema è stato evidenziato!

Un "Lego" microscopico

La vera soluzione è trovata dal grande chimico LAVOISIER nel 1783, che inserisce nella trasformazione il peso dell’aria ed enuncia la prima e fondamentale legge della chimica ponderale (ossia riferita al peso delle sostanze):

(1) In una qualsiasi reazione chimica la somma dei pesi delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma dei pesi delle sostanze che in essa si formano.

Detta, in altre parole, acquista un significato ancora maggiore: nulla si crea e nulla si distrugge, ma tutto si trasforma.

Una mente veramente fuori dal comune, anzi… potremmo dire una “testa” eccezionale. Peccato che siamo ai tempi della rivoluzione francese e la nuova repubblica non ha bisogno di scienziati (questa frase non suona molto nuova…) e Lavoisier viene ghigliottinato nel 1794. Il grande matematico italiano Lagrange dice, a riguardo: “Pochi istanti sono bastati a far cadere una testa e non basterà un secolo a crearne una uguale”. Oggi, non si tagliano più le teste, ma si obbligano -spesso- ad andare all’estero. Va beh… torniamo a noi e alla seconda legge ponderale, dovuta a Proust.

Dopo Lavoisier nulla può essere come prima e il suo compatriota PROUST dimostra sperimentalmente che un composto ha sempre la stessa composizione, ossia le stesse proporzioni degli elementi che lo costituiscono, indipendentemente dalle condizioni in cui esso è stato preparato. Due elementi reagiscono secondo ben determinati rapporti di “peso”, e un eventuale eccesso di uno dei due non partecipa alla reazione. L’alchimia sembra ormai una pseudo-scienza preistorica…

Questa sua conclusione lo porta, dopo pochi anni, tra il 1799 e il 1801 alla seconda legge ponderale della chimica:

(2) In qualunque composto, il rapporto tra i pesi degli elementi costituenti è definito e costante.

Molto bella una sua riflessione a riguardo: “Un composto è un oggetto che la Natura non crea altrimenti che con la bilancia in mano". Per inciso, è bene ricordare che Proust è decisamente più lungimirante del suo sfortunato collega e si rifugia in Spagna dopo lo scoppio della rivoluzione francese, salvando la propria testa, un altro patrimonio dell'umanità.

Le due leggi non possono non avere implicazioni profonde sulla struttura della materia. Non tanto per la descrizione dell’atomo, quanto per i suoi modi di comportarsi. John DALTON fa “uno più uno uguale a due” e giunge a una conclusione ancora più elaborata che rappresenta la terza legge ponderale della chimica, enunciata nel 1803:

(3) Le quantità (pesi) di un elemento che si combinano con una stessa quantità (peso) di un altro, nei loro vari composti, stanno tra loro secondo rapporti semplici, espressi cioè da numeri interi e piccoli.

Spieghiamo “matematicamente” come questa legge, insieme alle prime due, porti Dalton a una vera e propria TEORIA ATOMICA GLOBALE.

Immaginiamo che un atomo dell'elemento X, di peso m_x, si combini con un atomo dell'elemento Y, di peso m_Y,  per formare il composto XY. Il peso (oggi diremmo massa) totale M_XY del compo­sto è data da un ugual numero n di atomi di X, con peso m_x, e di atomi di Y, con peso m_Y, ossia:

M_XY = n  m_x + n  m_Y = n (m_x + m_y)    (legge di Lavoisier)

Il rapporto tra il peso M_X di X e quello M_Y di Y è dato da:

M_X/M_Y =  n  m_x/n  m_Y = m_x/m_Y 

ed è quindi uguale al rapporto (definito e costante) tra il peso di un singolo atomo di X e quello di un singolo atomo di Y (Legge di Proust).

Nel caso di più composti formati dagli stessi elementi, es­sendo gli atomi indivisibili, questi si possono combinare solo secondo numeri interi: ad esempio 1 di X e 1 di Y, 1 di X e 2 di Y, 1 di X e 3 di Y, 2 di X e 3 di Y. In questo modo i rapporti tra le quantità di uno stesso elemento, che nei vari composti si combinano con una quantità fissa dell'altro, sono sempre dati da nu­meri interi e piccoli, come prevede proprio la Legge di Dalton.

Facciamo qualche semplice esempio. Consideriamo l’ossigeno e l’idrogeno. Essi possono formare l’acqua che porta a un rapporto dei pesi tra idrogeno e ossigeno uguale a 1/8. Nel caso dell’acqua ossigenata il rapporto diventa 1/16. Il rapporto tra 8 e 16 è 1/2, proprio un rapporto di numeri interi piccoli (sembra quasi di essere tornati nel mondo straordinario delle risonanze di moto medio…).

Lo stesso capita per i composti ossigeno e carbonio. Nell’ossido di carbonio si ha un rapporto 12/16 tra carbonio e ossigeno. Nell’anidride carbonica, il rapporto diventa 12/32. Semplificando abbiamo i rapporti 3/4 e 3/8. ossia 3 g di carbonio hanno bisogno di 4 g e di 8 g di ossigeno. In altre parole la quantità di ossigeno è data, nei due composti, dal rapporto 4/8 ossia 1/2.

Ancora più indicativo è il caso dell’ossigeno e dell’azoto: Abbiamo cinque composti (protossido d’azoto, ossido d’azoto, anidride nitrosa, biossido d’azoto, anidride nitrica), i quali danno luogo a rapporti tra azoto e ossigeno di 7/4, 7/8, 7/12, 7/16, 7/20 (rispettivamente). Ciò comporta che a parità di quantità di azoto (7) sono necessarie quantità di 4, 8, 12, 16, 20 di ossigeno, numeri che stanno tra loro nei rapporti 1/2, 1/3, 1/4, 1/5. Scusate se mi sono dilungato un poco, ma dire meraviglioso è dir poco. Non sentite già aria di pacchetti di massa e, quindi, di energia?

Purtroppo, Dalton fa un po’ di confusione tra atomo e molecola (concetto introdotto solo da Avogadro), dando all’acqua, ad esempio, la formula OH. Ma questi sono errori veniali che non toccano la validità della sua legge. L’errore è dovuto semplicemente all’ipotesi che i composti si producano quantitativamente nel modo più semplice possibile e che gli elementi puri siano formati da singoli atomi.

 

Un atomo molto chimico e poco fisico

La teoria atomica di Dalton può essere sintetizzata attraverso 5 enunciati:

1) la materia è fatta da particelle microscopiche indivisibili e indistruttibili chiamate atomi

2) tutti gli atomi di un elemento sono uguali tra loro e hanno lo stesso peso

3) dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento

4) gli atomi di un elemento si possono combinare solo con numeri interi di atomi di un altro elemento

5) in una reazione chimica gli atomi di un elemento non possono essere né creati né distrutti e si trasferiscono interi formando nuovi composti.

Oggi sappiamo non solo che gli atomi sono ulteriormente divisibili, ma anche che quelli di uno stesso elemento non sono tutti uguali tra loro (isotopi) e che addirittura alcuni possono trasformarsi in atomi di elementi diversi (elementi radioattivi).

Al di là di varie imprecisioni, il modello di Dalton è affascinante e molto realistico. Resta il fatto, però, che nulla dice sulla struttura dell’atomo che viene considerato una pallina sferica perfettamente omogenea. In un primo tempo le aveva anche associato grandezza diversa, a seconda dell'elemento, ma poi la uniforma, facendo variare solo il peso. Ovviamente, la parola peso va oggi trasformata in massa.  Alcuni modelli, che gli sono serviti per descrivere vari composti, sono riportati nella Fig. 1.

 

Altrettanto interessanti sono i simboli che Dalton dà agli atomi con i relativi pesi atomici (spesso del tutto sbagliati per i motivi detti sopra), come mostra la Fig. 2.

 

La Fig. 3 mostra invece alcuni composti (tra parentesi i valori corretti).

 

Ricapitolando: Dalton formula la prima teoria atomica basata sulla sperimentazione scientifica che si avvicina moltissimo a ciò che realmente capita nelle reazioni chimiche, ma ipotizza (anche perché non ha alcuna prova sperimentale che possa mettere in dubbio l’ipotesi più semplice), che l’atomo sia un oggetto sferico di dimensioni uguali per tutti gli elementi, ma con peso variabile. Il suo modello apre la strada alla determinazione del peso atomico, dato che il concetto è perfetto, a parte la semplificazione relativa agli elementi “puri” formati da un singolo atomo. Il suo atomo dà un grande contributo alla costruzione della tavola periodica degli elementi di Mendeleev.

Al punto in cui siamo arrivati diventa impossibile seguire con un minimo di attenzione tutte le scoperte scientifiche che si susseguono. Siamo perciò costretti a estrarre e ad analizzare solo quelle che si riferiscono strettamente all’atomo e alla sua struttura.

 

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