Nel 1775 Antoine Lavoisier enunciò la Prima legge della Chimica detta Legge di Lavoisier o di conservazione della massa. In una reazione chimica che avviene in un sistema chiuso la somma delle masse dei reagenti è pari alla somma delle masse dei prodotti di reazione.
Nel suo trattato di chimica elementare del 1789 egli scrisse: “.. niente si crea, nelle operazioni dell’arte né in quelle della natura e si può porre come principio che in ogni operazione vi è una quantità uguale di materia prima e dopo l’operazione…”
La rivoluzione nel mondo della Chimica fu attuata dallo scienziato dando alla bilancia il ruolo predominante nella sperimentazione. Egli calcinò il mercurio e notò che il suo aumento di peso durante la calcinazione era uguale alla diminuzione del peso dell’aria contenuta nel recipiente in cui avveniva la reazione. Inoltre, in qualunque modo si operasse si poteva consumare al massimo il 20% dell’aria che veniva a contatto con il mercurio.
Giunse quindi alla conclusione che l’aria dovesse essere costituita da almeno due sostanze : una che chiamò ossigeno in grado di far avvenire la reazione e un’altra, che fu chiamata azoto ( dal greco ζωἡ che significa vita: questo termine preceduto dall’alfa privativa significa appunto privo di vita ovvero non reattivo. Quando si brucia un pezzo di legno e si osserva la quantità di cenere rimasta si ha l’impressione che questa legge non sia rispettata, tuttavia se si considera che i reagenti sono legno e ossigeno mentre i prodotti sono cenere e fumo si comprende che anche in questo caso la legge è rispettata.
Importanza
L’importanza della legge di Lavoisier non sta dunque solo nel fatto che egli abbia spiegato i fenomeni di combustione e di calcinazione dei metalli, ma di aver gettato un approccio quantitativo allo studio della chimica attraverso l’uso rigoroso della bilancia come strumento di indagine scientifica. Le teorie di Lavoisier implicavano quindi una completa razionalizzazione della chimica. Vennero aboliti tutti i misticismi e da allora avrebbero avuto interesse per i chimici solo le sostanze in grado di essere pesate o altrimenti misurate
Alla luce delle conoscenze attuali la reazione che avveniva era la seguente:
2 Hg + O2→2 HgO
Oggi, avvalendoci del concetto di mole, possiamo verificarla facilmente considerando che dalla reazione bilanciata si rileva che 2 moli di mercurio reagiscono con 1 mole di ossigeno gassoso per dare 2 moli di ossido di mercurio (II). La massa di due moli di mercurio è pari a 200.6∙2 = 401.2 g che reagiscono con 16∙2 = 32 g di ossigeno per dare 2 ∙ 216.6 = 433.2 g di prodotto. La somma delle masse dei reagenti è pari a 401.2 + 32 = 433.2 g che corrisponde alla massa del prodotto.
Esercizio
- 128.3 grammi di metano reagiscono con 700 g di ossigeno per dare anidride carbonica e vapore acqueo. Calcolare la massa rispettiva dei prodotti, il reagente in eccesso e verificare la Legge di Lavoisier
L’approccio con tale problema consiste nello scrivere la reazione bilanciata:
CH4 + 2 O2→ CO2 + 2 H2O
Si calcolano le moli di metano: moli di metano = 128.3 g /16.043 g/mol=8
Dal rapporto stechiometrico si rileva che le moli di ossigeno necessarie sono pari a 2∙8 = 16
Calcoliamo le moli di ossigeno disponibili: moli di ossigeno = 700 g / 32 g/mol=21.88 dal che si desume che l’ossigeno è in eccesso. Moli di ossigeno in eccesso = 21.88 – 16 = 5.88. Massa di ossigeno in eccesso = 5.88 mol∙32 g/mol=188.1 g
Poiché il rapporto stechiometrico tra il metano che è il reagente limitante e l’anidride carbonica è di 1: 1 si ha che le moli di anidride carbonica prodotte sono pari a 8 che corrispondono a 8∙44.009 g/mol=352 g
Dal rapporto stechiometrico tra metano e vapore acqueo è di 1:2 si ha che le moli di vapore acqueo sono pari a 8 ∙2 = 16. Massa di vapore acqueo prodotta = 16∙18.01 g/mol=288.2 g
La somma delle masse dei prodotti è pari a 288.2 + 352 = 640.2 g
La somma delle masse dei reagenti è pari a 128.3 + 700 = 828.3 g
Facendo la differenza tra la massa dei reagenti e quella dei prodotti abbiamo: 828.3 – 640.2 =188.1 che corrisponde appunto alla massa di ossigeno in eccesso
