Esaminando l’ordine delle idee di Berzelius, il quale da un lato sviluppava e compiva coll’ipotesi elettro-chimica la teoria dualistica di Lavoisier, e dall’altro, informato della teoria di Dalton avvalorata dagli esperimenti di Wollaston, durante che estendeva le leggi di Richter e tentava di conciliare coi resultati di Proust, applicava questa teoria e la prendeva a guida nelle ulteriori sue ricerche ponendola di accordo colla teoria dualistica elettro-chimica; io fo scoprire chiaramente la ragione perchè egli fosse condotto ad ammettere che gli atomi, tali quali erano separati nei corpi semplici si riunissero per formare gli atomi di un composto di prim’ordine e questi, semplicemente riunendosi, formassero atomi composti di second’ordine, e perchè, non potendo ammettere che quando due corpi danno un composto unico, una molecola di uno e una molecola dell’altro, invece di riunirsi in una sola molecola, si mutano in due di egual natura, non potesse accettare la ipotesi di Avogadro e di Ampère, la quale conduceva in molti casi alla conclusione or indicata.
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Nella terza lezione passo in rassegna i vari studii dei fisici intorno ai corpi aeriformi e dimostro che tutti i nuovi studii, da Gay-Lussac a Clausius, confermano la ipotesi di Avogadro e di Ampère che le distanze delle molecole, sinchè durano allo stato aeriforme, non dipendono dalla loro natura, nè dalla loro massa, nè dal numero di atomi contenutivi, ma soltanto dalla temperatura in cui sono e dalla pressione che sopportano.
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Nella quarta lezione passo in rassegna le teorie chimiche dopo Berzelius; mi fermo ad esaminare come Dumas inclinando alla idea di Ampère avesse lasciato nei chimici, che si occuparono di corpi organici, l’abitudine di applicare questa idea per determinare i pesi delle molecole dei composti; e quali siano state le ragioni che lo hanno fermato a mezza strada nella applicazione di questa teoria. Seguo ad esporre, come in seguito di ciò, due metodi diversi, l’uno di Berzelius, l’altro di Ampère e Dumas, fossero usati per determinare le formule nella chimica inorganica e nella organica; sino a Laurent e Gerhardt i quali cercarono di porre in armonia l’una e l’altra parte della scienza. Pongo in chiaro come le scoperte fatte da Gerhardt, da Williamson, da Hofmann, da Wurtz, da Berthelot, da Frankland, ec. ec. sulla costituzione dei composti organici confermano l’ipotesi di Avogadro e di Ampère, e che quella parte della teoria di Gerhardt che meglio risponde ai fatti e meglio esprime il loro nesso, non è che la estensione della teoria di Ampère, cioè, la sua completa applicazione, già incominciata da Dumas.
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Per ciò io preferisco sostituire nell’espressione della legge la parola molecola a quella di volume. Ciò mi riesce vantaggioso per l’insegnamento, perocchè quando le densità dei vapori non possono determinarsi, si ricorre ad altri mezzi per dedurre i pesi delle molecole dei composti. Tutto il congegno del mio corso stà in ciò: provare l’esattezza di questi metodi, dimostrando che conducono ai medesimi risultamenti delle densità dei vapori, quando possono essere nello stesso tempo adoperate queste due specie di metodi per determinare i pesi molecolari.
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Dopo ciò mi riesce facilissimo spiegare come, esprimendo con simboli i varii pesi atomici dei varii elementi, si possa esprimere con formule la composizione sia delle loro molecole, sia di quelle dei loro composti; e mi fermo alquanto a rendere ai miei allievi familiare la traduzione di volume gassoso in molecola, il primo esprimendo direttamente il fatto e la seconda interpretandolo. Sopra tutto mi studio di piantar bene nelle loro menti la differenza tra molecola ed atomo. Si può di fatto conoscere il peso atomico di un elemento senza conoscere il peso della molecola di esso; ciò segue col carbonio. Un gran numero dei composti di questo corpo essendo volatili, si possono comparare i pesi delle loro molecole e la loro composizione, e si scopre che le quantità di carbonio contenutevi son tutte multiple intere di 12, la qual quantità è perciò l’atomo del carbonio espressa col simbolo C; ma non potendo determinare la densità del vapore del carbonio libero, non abbiamo alcun mezzo di conoscere il peso della sua molecola, e perciò non possiamo saper quante volte vi sia contenuto l’atomo. L’analogia non ci giova a nulla, perocchè noi osserviamo che le molecole dei corpi i più analoghi (come il solfo e l’ossigeno) anzi quella del medesimo corpo nei varii suoi stati allotropici son fatte di vario numero di atomi. Non abbiamo alcuno argomento per prevedere la densità del vapore di carbonio; la sola cosa che possiamo dire e che sarà o 12, o un multiplo intero di 12 (nel mio sistema di numeri). Il numero che si dà nei varii trattati di chimica, come densità teoretica del carbonio, è del tutto arbitrario, ed è un dato inutile nei calcoli chimici; è inutile per calcolare e verificare i pesi delle molecole dei varii composti di carbonio, perocchè il peso della molecola del carbonio libero può ignorarsi, conoscendo bene i pesi delle molecole di tutti i suoi composti; è inutile per determinare il peso dell’atomo del carbonio, perocchè questo si deduce comparando la composizione di un certo numero di molecole composte di carbonio, e la conoscenza del peso della molecola di quest’ultimo aggiungerebbe appena un dato di più, oltre quelli che sono già sufficienti alla soluzione del quesito. Del che facilmente si convincerà chiunque dispone nel modo seguente i numeri esprimenti i pesi molecolari dedotti dalle densità e quelli dei componenti contenutivi.
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Così, a cagion d’esempio, basta sapere che l’atomo dell’ossigeno O è metà della molecola dell’ossigeno ordinario, ed un ottavo della molecola dell’ossigeno elettrizzato per conoscere che il peso dell’atomo dell’ossigeno è rappresentato da 1/2 volume dell’ossigeno libero e di 1/3 dell’ossigeno elettrizzato. In somma è facile abituare gli allievi a considerare i pesi degli atomi rappresentati o da un intero volume o da una frazione di volume, secondo che l’atomo è eguale alla intera molecola o ad una frazione di essa. In questo sistema di formule quelle che rappresentano i pesi e la composizione delle molecole, sia dei corpi semplici che dei composti, rappresentano i pesi e la composizione di volumi gassosi eguali in eguali condizioni. L’atomo di ciascun corpo semplice è rappresentato da quella quantità di esso che entra costantemente intera in volumi eguali, sia del corpo libero, sia dei suoi composti; questa quantità può essere o tutta intera quella contenuta in un volume del corpo libero, o un sotto-multiplo intero di questa quantità.
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Incomincio a sottoporre allo studio la seguente tavola di alcuni cloruri, bromuri e ioduri, dei quali si conosce la densità di vapore; scrivo le loro formule, salvo a giustificare più tardi il valore assegnato ai pesi atomici di alcuni corpi semplici esistenti nei composti indicati. Non lascio di avvertire ancor una volta che i pesi atomici dell’idrogeno, del cloro, bromo e iodo sono tutti eguali ai pesi di mezze molecole cioè, sono rappresentati dal peso di mezzo volume, la qual cosa indico nel quadro seguente:
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Pochi altri composti di mercurio, oltre questi sopra indicati, si prestano a ciò; pur ve ne sono alcuni in chimica organica le cui formule esprimono bene la composizione molecolare; in queste formule si trova sempre avendo i Chimici fatto , essendo . Ciò conferma che l’atomo di mercurio è 200 e non 100, non esistendo composto di mercurio, la cui molecola contenga meno di tale quantità di questo corpo. Per verificare ciò ricorro alla legge dei calorifici specifici dei corpi semplici e dei composti.
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Difatti, a cagion d’esempio, una molecola di percloruro di stagno pesa 259,6 e contiene 117,6 di stagno (= Sn) e 142 di cloro (). Una molecola di percloruro di ferro pesa 325 e contiene 112 di ferro () e 213 di cloro ().
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L’analogia dei composti di rame con quelli di mercurio ci farebbe inclinare a credere, che l’atomo di rame sia un’intera molecola. Ma non avendo altra prova per confermare ciò, io preferisco dichiarare che non vi ha mezzo di conoscere il peso della molecola del rame libero, sinchè non si possa determinare la densità del vapore di questo corpo.
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Dalla teoria di Avogadro, Ampère e Dumas, cioè dalla comparazione delle densità gassose come rappresentanti i pesi molecolari, Gerhardt trasse gli argomenti per sostenere che gli atomi di idrogeno, di cloro e di ossigeno sieno mezze molecole; che la molecola dell’acqua contenesse il doppio di idrogeno di quella dell’acido cloridrico, che nella molecola di etere vi fosse il doppio di radicale etile che in quella di alcool, e che per formare una molecola di acido monobasico anidro vi concorressero due di acido idrato; eppure Gerhardt non estese a tutta la chimica la teoria di Ampère ed arbitrariamente, in opposizione ai dettami di essa, ammise che le molecole del cloruro di potassio, del deutocloruro di mercurio, insomma di tutti i cloruri, corrispondenti ai protossidi, avessero tutte la medesima costituzione atomica dell’acido cloridrico, e che gli atomi di tutti i metalli fossero, come quello dell’idrogeno, un sotto-multiplo intero della molecola.
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Viceversa, osservando che sì l’atomo di mercurio (il quale tende a far da radicale biatomico più che da monoatomico) come l’eterene ed il propilene possono esistere isolati, facendo da loro soli molecole distinte, mi pare probabile che anche di questa proprietà sieno dotati gli atomi di zinco, di piombo, e di calcio, cioè che le molecole di questi metalli sieno fatte di un sol atomo. Se questa corrispondenza tra il numero d’atomi contenuti nelle molecole e la capacità di saturazione dell’atomo, o del gruppo che ne fa le veci si verifica, si potrà riassumere così: i radicali metallici le cui molecole entrano intere nei composti, sono biatomici, quelli il cui atomo è 1/2 molecola sono monoatomici. Tu già ti accorgi dell’importanza di questa correlazione, la quale ci spinge a concludere, che una molecola di mercurio (nei sali mercurici) o di zinco, di eterene, di propilene ec. equivalgono ad una molecola sia di idrogeno sia di potassio, sia di argento; sì le une che le altre si combinano con un’intera molecola di cloro; però con questa importante differenza: che le prime, non potendo dividersi, fanno coi due atomi di cloro una sola molecola, mentrechè le seconde potendo dividersi, fanno coi due atomi di cloro due molecole distinte. Ma prima di trarre una conclusione generale tanto importante bisognerebbe dimostrare un po’ meglio l’esattezza dei dati su cui si fonda.
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HX, X indica tutto ciò che vi è nella molecola oltre l’idrogeno metallico; così, a cagion d’esempio, nel caso dell’acido acetico , essendo questi i componenti che insieme ad H fanno la molecola dell’acido acetico idrato. Siccome vi sono composti, detti anche acidi, nelle cui molecole esistono 2 atomi di idrogeno sostituibili da metalli, e siccome per questo ultimo fatto si comportano in un modo simile sulle molecole contenenti metalli, perciò adotto per essi la formula generale , indicando con Y tutto ciò che vi è nella molecola, oltre i 2 atomi di idrogeno. Mi affretto ad avvertirti che indicando con X e con Y ciò che nelle molecole degli acidi è combinato ad H e ad H2, non intendo affermare che X ed H, o Y e H2 sieno dentro della molecola staccate, come due suoi componenti immediati; ma senza toccar la questione della disposizione degli atomi dentro le molecole degli acidi, ho voluto soltanto indicare in un modo distinto tutto ciò che non muta nella trasformazione dell’acido nei corrispondenti sali.
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Questi esempi bastano a dimostrare, che i composti contenenti un radicale metallico monoatomico si comportano come i monocloruri: due molecole di essi agiscono sopra una sola di radicale metallico, mutandosi in due molecole, se quest’ultimo è monoatomico; in una sola, se è biatomico. Si prova meglio, che i radicali metallici biatomici collegano in una sola i residui X di due molecole , comparando le doppie decomposizioni, ossia mutue sostituzioni dei cloruri dei radicali monoatomici e biatomici coi composti .
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Accademia della crusca
