Amedeo Avogadro - Anno Internazionale della Chimica

La chimica in Piemonte nell’età del Risorgimento
Lunedì 9 maggio 2011
Wanda Alberico
Dipartimento di Fisica Teorica, Università di Torino
Amedeo Avogadro:
una semplice legge che ha aperto la porta di
un complesso microcosmo
La vita
Amedeo Avogadro nasce a Torino il 9 agosto 1776.
Compie i suoi studi giuridici e filosofici in
piena rivoluzione francese, che molto
Influenzò la vita e la politica piemontese.
Nel 1798 Amedeo e i suoi fratelli si ritirano
Con la madre a Biella Piazzo mentre il padre,
Rimasto a Torino per servire il Re e il Governo,
pagherà con il carcere la sua lealtà, fino al 1800, quando fu
reintegrato nella sua carica al Senato.
La VITA
Amedeo inizia a Biella, col fratello Felice, i primi esperimenti
di elettrologia e chimica, a cui si dedicherà anche a Torino,
frequentando all’Università le lezioni del Vassalli Eandi.
Amedeo sviluppa i suoi interessi scientifici in modo:
Sistematico: annota e analizza con cura le nuove esperienze e
teorie, specie nel campo dell’elettrologia e della chimica
Autonomo: non è discepolo di alcun maestro, ma bensì capace
di vagliare, confrontare, criticare, fare nuove proposte
Controcorrente: ragiona sulla realtà delle cose utilizzando
risultati sperimentali (per lo più di altri) per proporre nuove
teorie.
Nel 1803 presenta, col fratello Felice, il suo primo lavoro:
Essai analytique sur l’electricitè, un saggio contenente
l’ipotesi (mai formulata prima da altri) di polarizzazione
del dielettrico.
L’ipotesi di Avogadro verrà riproposta nel 1837-38 da
Faraday senza citare A. Le critiche di Eandi fanno sì che
del lavoro di Amedeo e Felice venga pubblicato, nelle
Memorie della Reale Accademia delle Scienze, solo un
riassunto.
Un secondo lavoro del 1804 fa tuttavia accettare i due fratelli
come Soci corrispondenti dell’Accademia stessa.
Avogadro continua le ricerche sull’elettricità, studiando ciò
che accade nell’aria interposta tra due corpi conduttori e
carichi suggerendo la polarizzazione delle molecole d’aria
affacciate alle superfici cariche; pubblica tali idee in 2
lavori sulla rivista Journal de Physique, de Chimie,
d’histoire naturelle e des arts.
Nel 1809 diventa Direttore e Professore di Filosofia positiva
(matematica e fisica) presso il Reale Collegio di Vercelli.
A questo periodo risale il famoso lavoro del 1811.
L’amico Balbo favorisce poi il suo rientro a Torino, nel 1819,
in qualità di Professore di Fisica “sublime” (fisica
matematica) su una cattedra dell’Università di Torino
istituita appositamente per lui.
I moti rivoluzionari del 1821 portano alla chiusura
dell’Università: la cattedra di Avogadro viene sospesa per
un decennio e tornerà ad Avogadro (dopo un periodo in cui
venne affidata a Cauchy) nel 1834, sotto il regno di Carlo
Alberto. Amedeo la terrà fino al 1850, 6 anni prima della
morte, il 9 luglio 1856.
Amedeo passa apparentemente imperturbato attraverso
complesse vicende politiche e personali, senza mai
rinunciare allo studio delle nuove pubblicazioni e scoperte
scientifiche, producendo a sua volta saggi e memorie di
grande valore.
L’ipotesi atomica in chimica
Verso la fine del ‘700 i chimici cominciano a realizzare come
gli elementi si combinano a formare i composti.
A. Lavoisier (1743-1794): i) Legge di conservazione della
massa in reazioni chimiche; ii) Definizione e
individuazione di alcune sostanze elementari Æ gli
elementi
J. Proust (1754-1826): Legge delle proporzioni definite: in un
dato composto chimico gli elementi sono presenti in
proporzioni di massa fisse, definite.
John Dalton (1766-1844): Trattato “Il nuovo sistema di
chimica fisica”
• Tavola dei pesi relativi di diverse sostanze elementari
• Legge delle proporzioni multiple: se una data massa di un
elemento si combina con masse diverse di un altro
elemento per formare composti (diversi), le proporzioni tra
tali masse sono sempre in rapporti semplici tra loro.
Joseph Gay-Lussac(1778-1859) – Legge dei volumi: quando
un gas si combina con un altro, il rapporto dei volumi [che
si combinano] è sempre una frazione semplice. Inoltre il
volume del composto, se gassoso, è in relazione semplice
con i volumi dei reagenti.
Questi precedenti formano le basi sperimentali per il lavoro di
Avogadro del 1811; pubblicato sulla rivista Journal de
Physique, de Chimie, d’histoire naturelle e des arts, si
intitola: << Essai d’une maniere de determiner le masses
relatives de molecules elementaire des corps, et le
proportion selon lesquelles elles entrent dans ces
combinaisons>>
Avogadro non usa il termine “Atomo” (già usato da Dalton e
altri) ma introduce le seguenti definizioni:
• Molecola (piccola massa): termine generico per indicare
atomo o molecola
• Molecola integrante: molecola di un composto
• Molecola costituente: molecola di un singolo elemento,
può contenere una o più particelle
• Molecola elementare: atomo elementare
Avogadro è il primo a suggerire che due atomi identici si
possano unire a formare una molecola (costituente): tale
ipotesi è necessaria per spiegare alcuni risultati di GayLussac, ma è fortemente contrastata da Dalton.
“Il Signor Gay Lussac ha mostrato in un’interessante Memoria che i gas
si combinano sempre in proporzioni di volume molto semplici, e che
quando il risultato della combinazione è un gas, anche il suo volume è
collegato in modo molto semplice ai volumi dei costituenti. Ma le
proporzioni quantitative di sostanze nei composti sembrano dipendere
solo dal numero relativo di molecole composte che ne derivano.
Si deve quindi ammettere che esistano relazioni molto semplici tra i
volumi delle sostanze gassose e il numero di molecole semplici o
composte che ne fanno parte. La prima ipotesi che si prospetta a
questo riguardo, e apparentemente forse la sola ipotesi ammissibile, è
la supposizione che il numero di molecole integrate in qualsiasi gas è
sempre lo stesso per volumi uguali, o sempre proporzionale ai
volumi.”
Di seguito Avogadro utilizza la sua stessa ipotesi per derivare i pesi
relativi di diversi atomi.
Pesi relativi degli atomi: se il numero di particelle in uguali
volumi di gas è uguale, allora il rapporto dei pesi di volumi
uguali di gas è uguale al rapporto dei pesi di singole
particelle (atomi) dei gas stessi.
Esempio
(peso di 1 L ossigeno)/(peso 1 L idrogeno)= 1.429 g/0.0899 g = 15.9
Quindi un atomo di ossigeno pesa circa 16 volte un atomo di idrogeno.
Composizione molecolare: sappiamo che il rapporto tra i
volumi di H e di O per formare acqua è di 2 a 1, quindi
l’acqua risulta dall’unione di ogni molecola di ossigeno
con 2 molecole di idrogeno
Volume dei (gas) composti: se 1 volume di ossigeno si
combina con 2 di idrogeno per formare vapore acqueo,
allora si dovrebbe formare 1 volume della sostanza
composta: invece se ne formano 2.
Da qui Avogadro deduce che sia O che H formano molecole
composte da 2 atomi.
L’ipotesi di Avogadro non fu riconosciuta subito (lo stesso
Dalton non l’accettò e fu fortemente contrario all’idea che
gli elementi potessero formare molecole, per es.
biatomiche; di fatto questo avrebbe smentito alcuni suoi
risultati sui pesi molecolari relativi).
Soltanto dopo la morte il chimico Cannizzaro si fece araldo,
in un Convegno del 1860, dell’idea di Avogadro,
enfatizzando l’importanza della sua ipotesi.
L’ipotesi atomica in fisica
Verso metà dell’800 l’ipotesi atomica trova importanti fautori
anche tra i fisici.
Il concetto di campo (elettrico e magnetico), introdotto da
Michael Faraday (1781-1867) sembrava favorire l’idea di
un “continuum” che pervade tutto lo spazio, ma la
composizione corpuscolare della materia guadagna terreno.
Lo stesso Faraday, per spiegare i fenomeni dell’elettrochimica
(cui diede contributi fondamentali) coniò una serie di
termini tra cui quello di “ione” come portatore di carica
elettrica Æ corpuscolo costituente della materia (anzi...
dell’atomo !)
Teoria cinetica dei gas
Fu il cardine e la chiave di volta interpretativa per confermare
la correttezza dell’ipotesi atomica.
Nella seconda metà dell’800 fisici come Clausius, Maxwell e
Boltzmann riuscirono a derivare le leggi empiriche dei gas
(e.g. Le leggi di Boyle, Gay-Lussac, Dalton) dalla teoria
cinetica dei gas: un gas è descritto come un insieme di un
grandissimo numero di particelle che subiscono continue
collisioni tra di loro e con le pareti del recipiente
contenitore.
L’equazione “centrale” della teoria cinetica dei gas è quella
che dà la pressione di un gas ideale in funzione del volume
e dell’energia cinetica media delle particelle (atomi o
molecole) che compongono il gas:
p = (2/3) (NAEm)/V
dove NA è il numero di Avogadro, V il volume ed Em
l’energia cinetica media per particella, Em= (3/2) kT (k
costante di Boltzmann). ÆEquazione di stato di un gas
ideale.
Contiene le leggi di Boyle, Gay-Lussac e l’ipotesi di
Avogadro. Si ottiene di qui:
NA = pV/kT
Il numero di particelle non dipende dalla natura del gas.
Ma quanto vale NA ?
Nel 1865 Johann Loschmidt fece il primo calcolo accurato di
NA e ottenne NA= 0.5 x 1023, (Maxwell NA= 4 x 1023)
Valore attuale: NA~ 6.02 x 1023
La teoria cinetica fornisce anche la prima stima delle
dimensioni di una molecola: Loschmidt trovò 10-10 m.
Stime confrontabili a questa vennero poi da William
Thomson (Lord Kelvin) e Maxwell.
Le dimensioni note oggi per un atomo di idrogeno sono
appunto di 10-10 m, una distanza che nessun microscopio
moderno può farci “vedere”!
Il mondo sub-microscopico
Il Numero di Avogadro ci ha aperto le porte del mondo
atomico e sub-atomico: gli atomi e le molecole non sono
rivelabili con la luce visibile, anche in una piccola goccia
le molecole d’acqua sono tantissime e piccolissime, ma
esistono, così come esistono gli atomi di O e di H che le
compongono.
Ancora negli ultimi 5 anni dell’800 nuovi fenomeni
emergono all’attenzione dei fisici e dei chimici:
1895 – Roentgen scopre i raggi X
1896 – Becquerel e i coniugi Curie osservano la radioattività
dell’uranio e di altri materiali
1896 – Zeeman osserva l’influenza di un campo magnetico
sulle righe spettrali di un atomo
1897 – J.J. Thomson scopre l’elettrone, misurandone il
rapporto e/m: è il primo indizio che l’atomo non è
indivisibile!
1900 – Planck introduce il quanto di energia, hν, studiando la
radiazione di un corpo nero.
Il nuovo secolo vedrà la scoperta del nucleo atomico e la
nascita della Meccanica Quantistica. Grazie all’intuizione
di Avogadro la vista dell’Uomo può esplorare il mondo
dell’infinitamente piccolo e non restiamo più sgomenti di
fronte a numeri così grandi come 1023 o così piccoli come
la costante di Planck (6x10-34 J sec).