Dalla Teoria di Dalton alla Struttura delle Molecole e dei Composti

John Dalton immaginava gli atomi come sfere piene, indivisibili e indistruttibili, utilizzando l'analogia delle palle da biliardo per descriverne la natura.
Nella sua concezione, gli elementi gassosi (come l'idrogeno o l'ossigeno) erano costituiti da singoli atomi che vagavano in modo isolato.
Dalton propose erroneamente che la formula chimica dell'acqua fosse $HO$ .
Uno dei limiti principali del suo modello era l'impossibilità di spiegare certi risultati sperimentali riguardanti i volumi dei gas, i quali non trovavano riscontro nei suoi calcoli teorici.

Joseph Louis Gay-Lussac studiò il comportamento dei gas e osservò che i volumi dei reagenti e dei prodotti seguivano un andamento regolare e prevedibile.
Tali osservazioni erano valide a determinate condizioni costanti di temperatura ( $T$ ) e pressione ( $P$ ).
Gay-Lussac scoprì che i gas non si uniscono in modo casuale, ma seguono rapporti di volume costanti tra loro.
Questa scoperta portò alla conclusione che nei gas dovesse esiste una struttura interna più complessa rispetto ai soli atomi singoli ipotizzati da Dalton.

Un esperimento emblematico mostrava che $2$ volumi di idrogeno sommati a $1$ volume di ossigeno producevano $2$ volumi di vapore acqueo.
Tale fenomeno era inspiegabile per Dalton: se gli atomi sono singoli e indivisibili, per ottenere $2$ volumi di acqua (secondo la sua logica di rapporti $1:1$ ) sarebbe stato necessario il doppio degli atomi iniziali di ossigeno.
La soluzione fu proposta da Amedeo Avogadro nel 1811: egli ipotizzò che i gas non fossero composti da atomi isolati, ma da "molecole".
Avogadro intuì che elementi come l'ossigeno si muovono sotto forma di "pacchetti" composti da due atomi uguali legati insieme.
Il termine "molecola" fu introdotto da Avogadro e deriva dal latino "moles", che significa "piccola massa".

Una molecola è definita come un aggregato stabile formato da un numero definito e fisso di atomi, che possono essere uguali o diversi, tenuti insieme da un legame chimico.
Essa è considerata la più piccola parte di un elemento o di un composto che mantiene inalterate tutte le sue proprietà chimiche.
Si distinguono due tipi di molecole: - Molecole degli elementi: costituite da atomi uguali (esempio: $O_2$ ). - Molecole dei composti: costituite da atomi diversi legati insieme (esempio: $H_2O$ ).

Le sostanze pure possono essere suddivise nelle seguenti categorie basate sulla loro struttura: - Elementi: - Atomici: formati da singoli atomi (esempio: Neon, $Ne$ ). - Molecolari: formati da molecole di atomi uguali (esempio: Ossigeno, $O_2$ ). - Composti: - Molecolari: formati da molecole di atomi diversi (esempio: Acqua, $H_2O$ ). - Ionici: formati da un reticolo di ioni descritto da un'unità di formula (esempio: Cloruro di sodio, $NaCl$ ).

Le molecole elementari (unione di atomi uguali) sono numericamente poche e hanno una struttura semplice: - Esistono esattamente $7$ elementi costituiti da molecole biatomiche. - Esistono solo $3$ elementi costituiti da molecole poliatomiche. - Tutti gli altri elementi della tavola periodica sono formati da atomi singoli.
Le molecole composte sono formate da atomi diversi e possono avere una complessità molto elevata: - L'acido lattico possiede una molecola formata da $12$ atomi totali di tre tipi diversi: carbonio ( $C$ ), idrogeno ( $H$ ) e ossigeno ( $O$ ). - L'emoglobina, proteina contenuta nei globuli rossi, è una macromolecola formata da migliaia di atomi.

In composti come il cloruro di sodio ( $NaCl$ ), l'unione tra gli ioni di carica opposta ( $Na^+$ e $Cl^-$ ) è garantita da una forza elettrostatica.
All'interno del cristallo, ciascuno ione è organizzato secondo uno schema geometrico regolare.
Tale regolarità permette la formazione di cristalli di grandi dimensioni, che sono osservabili sia al microscopio sia a occhio nudo.
Per distinguere graficamente uno ione da un atomo neutro, si aggiunge all'apice del simbolo chimico il segno della sua carica: ad esempio $Na^+$ per lo ione sodio e $Cl^-$ per lo ione cloruro.

I composti sono descritti attraverso le formule chimiche, che sono notazioni composte da simboli chimici e indici numerici.
I simboli chimici identificano gli elementi che compongono la sostanza (molecolare o ionica).
Gli indici indicano il numero esatto di atomi o di ioni presenti in una singola molecola o nell'unità di formula.
L'indice può riferirsi anche a un gruppo specifico di atomi; in questo caso, il gruppo viene racchiuso tra parentesi, come nell'esempio $(OH)_3$ .