Legge di Lavoisier: il principio di conservazione della massa
Uno degli assunti fondamentali da conoscere per studiare chimica è la legge di Lavoisier, nota anche come principio di conservazione della massa. Si tratta di una delle leggi ponderali, ovvero di quei comportamenti che si ripetono in modo regolare quando diverse sostanze interagiscono fra di loro. Con questa denominazione si raggruppano tre enunciati, tra cui quello del titolo.
Le altre due leggi ponderali sono la legge di Proust, detta anche regola delle proporzioni definite, e le legge di Dalton (lo legge delle proporzioni multiple). Per definire tutte e tre questi principi è servito uno strumento che esiste da secoli di cui ora si usa la versione analogica, ovvero la bilancia per registrare le masse.
Enunciato della legge di Lavoisier
Sebbene il principio di conservazione della massa sia universalmente attribuito al celebre chimico e naturalista francese sono molte le menti scientifiche lo avevano anticipato. Ancora nell’antica Grecia il filosofo Empedocle affermava una regola simile, affermando che gli elementi potevano trasformarsi ma non consumarsi o venire distrutti.
Come data ufficiale per la definizione della legge di Lavoisier si può identificare il 1789, ma anche altri scienziati contemporanei avevano dato, senza definire una regola, pareri concordanti. Tra questi il russo Michail Vasil’evič Lomonosov e il chimico scozzese Joseph Black, che nacquero rispettivamente quarant’anni e vent’anni prima dello scienziato francese.
L’enunciato definitivo del principio di conservazione della massa come lo si trova oggi sui libri di Chimica è il seguente:
«In una reazione chimica che avvenga la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti».
Di conseguenza, così come l’energia nell’equazione di Einstein, la massa non può crearsi né distruggersi durante le reazioni chimiche.
Per dimostrare la sua legge il chimico francese svolse diversi esperimenti all’interno di recipienti chiusi, per evitare l’apporto di altri elementi dall’esterno. Prima e dopo la reazione pesava con la bilancia la massa dei reagenti e dei prodotti e registrava i valori ottenuti per metterli a confronto mostrando come rimanessero uguali.
Qualche esempio per capire meglio
Di fronte alla legge di Lavoisier c’è chi spesso obietta come alcune reazioni chimiche non sembrino rispettarla del tutto almeno a prima vista.
Pensiamo per esempio a quando si brucia un combustibile, liquido (benzina) o solido (carbone), che quando le fiamme si spengono sembrano sparire.
La realtà è che la massa solida o liquida è diventata gas, ma è rimasta tale e quale a prima.
Bisogna anche considerare che l’energia chimica contenuta nel combustibile ha subito a sua volta una trasformazione diventando energia termica. Anche il principio di conservazione dell’energia quindi risulta rispettato, perché dobbiamo considerare che questa grandezza non è slegata dalla massa. Anzi, sono collegate anche nella formula E=mc².
La legge di Lavoisier perciò vale anche quando a livello visivo sembra che una parte dei reagenti non ci sia più. Anche facendo evaporare l’acqua di una pentola non si perde affatto la massa del liquido, semplicemente facendole cambiare stato questa sembra disperdersi. Ecco perché all’enunciato di prima bisognerebbe precisare che si tratta sempre di reazioni che avvengono in un sistema chiuso.
Per completezza c’è da aggiungere che nonostante il principio di conservazione dell’energia sia sempre valido non tutti processi chimici sono reversibili. La combustione per esempio non lo è, così come l’ossidazione di alcuni metalli (es. il ferro dei cancelli o degli attrezzi) o il processo con cui frutta e verdura marciscono.
Esercizi sul principio di Lavoisier
Secondo il principio di conservazione la somma delle masse dei reagenti è sempre uguale a quella dei prodotti. Sappiamo già le masse di idrogeno e ossigeno che si combinano, quindi in totale abbiamo 20 g + 160 g = 180 g che reagiscono a sinistra dell’uguale. Di conseguenza l’unico prodotto avrà esattamente la stessa massa e siamo certi di ottenere in tutto 180 grammi di acqua.
Proviamo ora a fare un esercizio speculare dove abbiamo note le masse dei prodotti e non quelle dei reagenti.
Da una reazione di combustione di 60 g di etanolo (C2H6O) ricavo 88 g di anidride carbonica e 54 g di acqua. Quanto ossigeno ha reagito con il combustibile?
Questa reazione coinvolge sempre una sostanza combustibile e ossigeno, quindi è l’unico reagente mancante.
Poiché sono già note le masse dei prodotti possiamo fare la somma (88 g + 53 g = 131 g) e togliere la massa del reagente noto per ricavare i grammi di quello mancante. Mi basta perciò fare la sottrazione 131 g – 60 g = 71 grammi di ossigeno e ho risolto il problema.
Un esperimento da fare dal vivo
Per farlo serve procurarsi del nitrato di potassio (KNO3) e dello ioduro di potassio (KI) oltre all’apposita strumentazione. Occorrono due provette di vetro, un becker, una bilancia e una piccola spatola. Bisogna inoltre avere dell’acqua distillata a disposizione per sciogliere i due sali.
