Verso la fine del XVIII secolo, Antoine Lavoisier fece una serie di esperimenti sulle reazioni chimiche ponendo l’attenzione sugli aspetti quantitativi delle stesse. Servendosi di una bilancia, eseguì accurate misure di massa dei reagenti e dei prodotti delle reazioni riuscendo a dimostrare che la massa totale delle sostanze ottenute dalla reazione chimica era esattamente uguale alla massa totale delle sostanza messe a reagire. Egli notò ad esempio che, bruciando fosforo e zolfo nell’aria, il prodotto pesava più della materia iniziale e il peso in eccesso era stato in qualche modo preso dall’aria.
Arrivò così, nel 1789, a formulare appunto, la legge di Lavoisier o legge della conservazione della massa ovvero “Nel corso di una reazione chimica, che avvenga in un sistema chiuso, la somma delle masse dei reagenti è uguale alla somma delle masse dei prodotti”. Quanto esposto afferma che durante una reazione chimica la materia non si crea e non si distrugge.
Vediamo ora come possiamo procedere in laboratorio per verificare quanto detto.
Verifica sperimentale della legge di Lavoisier
Obiettivo dell’esperienza
Verificare sperimentalmente la legge di Lavoisier osservando il comportamento di alcune reazioni chimiche e il loro aspetto quantitativo confrontando le masse dei reagenti e dei prodotti.
Attrezzature
Bilancia tecnica con sensibilità 0,01 g;
Bottiglietta di vetro con tappo a chiusura ermetica;
Provette in vetro da 10 cc;
Beute da 100 cc.
Coppia reagenti
- FeSO4 *7H2O 0,5M (solfato di ferro(II) eptaidrato), NaOH 0,5M (idrossido di sodio);
- KCNS 0,5M (Tiocianato di potassio), FeCl3 0,5M (Cloruro ferrico o Ferro III cloruro);
- Mg (Magnesio) nastro metallico, HCl 6M (Acido cloridrico);
- BaCl2 0,5M (Bario cloruro), Na2CO3 0,5M (Carbonato di sodio).
Valutazione dei rischi
Nell’esperienza si fa uso di sostanze tossiche e nocive di cui si allegano le schede di sicurezza:
- solfato di ferro(II) eptaidrato
- Acido cloridrico
- Potassio tiocianato
- Ferro III Cloruro
- Magnesio metallo nastro
- Sodio idrossido
- Bario cloruro
- Sodio carbonato
D’obbligo, quindi l’utilizzo di un camice e guanti antiacido, occhialetti paraschizzi e tutte le operazioni dovranno essere svolte sotto cappa aspirante.
Procedimento
- Versare in una beutina, da 100cc alcuni millilitri di solfato ferroso 0,5M e in una provetta alcuni ml di idrossido di sodio 0,5M;
- Osservare come si presentano i reagenti annotando se le soluzioni usate sono limpide, colorate od altro;
- Pesare entrambi i recipienti con i rispettivi reagenti;
- Versare il contenuto della provetta nella beuta lasciandola capovolta all’interno e attendere qualche minuto affinchè avvenga completamente la reazione chimica;
- Osservare cosa succede durante e dopo la reazione annotando tutto;
- Pesare di nuovo e scrivere i risultati in tabella.
- Fare le stesse operazioni per le coppie di reagenti 2 e 4 riportando i risultati in tabella.
- Per la coppia di reagenti 3 seguire le seguenti istruzioni dopo aver collocato sotto cappa una bilancia tecnica:
- Tagliare circa 3 cm di nastrino di magnesio e dopo averlo arrotolato adagiarlo all’interno del tappo della bottiglietta di vetro;
- Versare, sotto cappa e con le opportune precauzioni, circa 5 ml di HCl 6M nella bottiglietta di vetro;
- Pesare velocemente, sotto cappa, la bottiglietta aperta con l’acido e il tappo con il magnesio;
- Subito dopo versare il nastrino arrotolato di magnesio all’interno della boccetta con acido e avvitare rapidamente il tappo fino a chiudere ermeticamente;
- Attendere qualche minuto finchè non ci sia più sviluppo di bollicine di gas idrogeno e che il nastrino di magnesio venga completamente consumato;
- Pesare il tutto e annotare ciò che si è osservato;
- Sempre sotto cappa aspirante, svitare il tappo della boccettina per far fuoriuscire il gas prodotto e riavvitare;
- ripesare e riportare i valori in tabella.
Elaborazione ed analisi dei dati
Compilare la seguente tabella:
| REAGENTI | Somma M1 (g) reagenti | Somma M2 (g) prodotti | Differenza massa (δM) M2-M1 |
| FeSO4 + NaOH | |||
| KCNS + FeCl3 | |||
| Mg + HCl | |||
| BaCl2 + Na2CO3 |
Conclusioni
Dai dati ottenuti e posti in tabella si deve indicare se la legge di Lavoisier è stata verificata e nel caso in cui ci siano delle incongruenze si dovrà dare la motivazione. Può, in effetti accadere che M2 sia leggermente più piccolo di M1 probabilmente per aver perso un po dei reagenti nel momento in cui si uniscono, oppure nel caso del Magnesio che reagisce con l’acido cloridrico, l’idrogeno gassoso prodotto potrebbe essere perso se non si avvita subito il tappo. Valori con un δM inferiore a 0,01g sono accettabili perchè ricadono nell’errore strumentale della bilancia tecnica.
