Conservazione della massa
Bruciando 16.04 g di metano in 64.00 g di ossigeno si ottengono 44.01 g di diossido di carbonio e 36.03 g d'acqua: 80.04 g prima e dopo.
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Un ceppo pesa qualche chilogrammo e, dopo la combustione, la cenere pesa molto meno. Un chiodo lasciato all'aperto diventa più pesante mentre arrugginisce. Per secoli questi due fatti hanno fatto pensare che la materia potesse scomparire in certe reazioni e comparire in altre. In entrambi i casi l'errore è lo stesso: la bilancia non pesava i gas. Fumo e diossido di carbonio si allontanano dal fuoco, mentre l'ossigeno dell'aria si unisce al ferro.
Lavoisier e il recipiente sigillato
Oggi questa regola è chiamata legge di conservazione della massa, o della materia: quando un tipo di materia si trasforma in un altro, non si rileva alcuna variazione della quantità totale di materia. Un'equazione bilanciata esprime la stessa legge in termini di atomi. Gli atomi non vengono creati né distrutti in una reazione chimica: se il conteggio degli atomi torna, devono tornare anche le masse.
Dagli atomi ai grammi
Per ricavare le masse da un'equazione, i chimici contano in moli. Una mole contiene 6.02214076 × 10²³ particelle, un numero fissato esattamente nel Sistema internazionale di unità. La massa di una mole di sostanza, detta massa molare, è la somma dei pesi atomici della sua formula, espressa in grammi. Con i pesi atomici IUPAC di 1.008 per l'idrogeno, 12.011 per il carbonio e 15.999 per l'ossigeno, il metano CH₄ ha massa molare 12.011 + 4 × 1.008 = 16.043 g per mole, O₂ 31.998 g, CO₂ 44.009 g e H₂O 18.015 g.
Leggi ora CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O in moli. Una mole di metano, 16.043 g, reagisce con due moli di ossigeno, 63.996 g, per un totale di 80.039 g. I prodotti sono una mole di CO₂, 44.009 g, e due moli d'acqua, 36.030 g: ancora 80.039 g in tutto. Sposta il cursore della quantità nel laboratorio: le due colonne crescono insieme e i totali non si separano mai.
Perché i recipienti aperti sembrano violare la legge
Scegli il carbonato di calcio nel laboratorio. Scaldandolo intensamente, 100.09 g diventano 56.08 g di ossido di calcio e 44.01 g di diossido di carbonio gassoso. In un recipiente sigillato la bilancia segna 100.09 g alla fine. Con il coperchio aperto il gas si disperde e la bilancia indica solo 56.08 g. Bicarbonato e aceto si comportano allo stesso modo, perdendo la massa delle bolle di diossido di carbonio. Per lo stagno avviene il contrario: in un recipiente aperto prende ossigeno dall'aria, quindi il solido acquista massa, proprio come misurò Lavoisier. In ogni caso la massa mancante o aggiunta è un gas e tutti gli atomi sono contabilizzati.
- Qual è la massa molare dell'acqua, H₂O, arrotondata a una cifra decimale?
- 16.04 g di metano bruciano in 64.00 g di ossigeno. Qual è la massa totale dei prodotti in grammi?
- Riscaldando 100.09 g di CaCO₃ si ottengono 56.08 g di CaO. Quanti grammi di CO₂ si formano?
- Perché un ceppo che brucia lascia cenere più leggera?
- Gas come CO₂ si disperdono nell'aria
- Il fuoco distrugge la massa
- Il calore ha massa negativa
- La cenere è fatta di nuovi atomi
- Lo stagno riscaldato in un recipiente aperto acquista massa perché…
- Si combina con l'ossigeno dell'aria
- Il calore aggiunge massa
- Gli atomi di stagno si dividono
- L'acqua vi condensa sopra
- In quale anno fu pubblicato il Traité élémentaire de chimie di Lavoisier?
- Quante particelle ci sono in una mole?
- 6.02214076 × 10²³
- 1,000
- 6.02 × 10¹⁰
- 100
- 2 mol di H₂ reagiscono completamente con O₂ (2H₂ + O₂ → 2H₂O). Quanti grammi d'acqua si formano, circa?
- Bicarbonato e aceto reagiscono in un bicchiere aperto. Alla fine la bilancia segna un valore…
- Più basso, perché CO₂ si disperde
- Più alto, perché la schiuma è pesante
- Esattamente uguale
- Zero
- La massa totale è la stessa prima e dopo una reazione (Lavoisier, 1789).
- Massa molare = somma dei pesi atomici in grammi; una mole contiene 6.02214076 × 10²³ particelle.
- I recipienti aperti perdono o acquistano gas: l'indicazione della bilancia cambia, ma gli atomi restano gli stessi.
Fonti di questo corso (14)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 1.2 law of conservation of matter, 1.3 chemical change (rust, combustion, cooking and rotting)
- 4.1 balancing by inspection (CH4 + 2O2, 2H2O to 2H2 + O2, 2N2 + 5O2 to 2N2O5)
- 4.2 precipitation (PbI2 from KI and Pb(NO3)2, AgCl insoluble)
- redox (Na + Cl2, copper wire in silver nitrate)
- combustion, 5.1 specific heat of water 4.184 J/g °C, 5.3 enthalpy (ΔH < 0 exothermic; ΔHc CH4 −890.8, H2 −285.8, ethanol −1366.8, methanol −726.1 kJ/mol; 1.00 L isooctane 33,100 kJ; ozone formation endothermic)
- 12.2 factors affecting rates (sodium and iron in air, calcium and sodium in water, sawdust, rate roughly doubles per 10 °C, phosphorus in pure oxygen, air about 20% oxygen, H2O2 decomposition)
- 12.5 collision theory and Arrhenius equation (R = 8.314 J/mol/K, catalytic converters)
- 12.7 catalysis and enzymes
- NIST Chemistry WebBook methane ΔcH°gas −890.7 ± 0.4 kJ/mol (webbook.nist.gov)
- NIST CODATA Avogadro constant 6.022 140 76 × 10²³ mol⁻¹ exact (physics.nist.gov)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights (H 1.0080, C 12.011, N 14.007, O 15.999, Na 22.990, Ca 40.078, Fe 55.845, Sn 118.71; ciaaw.org)
- ACS International Historic Chemical Landmark, The Chemical Revolution of Antoine-Laurent Lavoisier (acs.org, Traité élémentaire de chimie 1789, quotation on conservation of mass)
- Lavoisier, memoir on the calcination of tin in closed vessels, Mémoires de l'Académie Royale des Sciences for 1774, published 1777 (via web.lemoyne.edu/giunta/classicalcs/lavoisier.html)
- PubChem sodium bicarbonate and acetic acid pages (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov).
Consultato il: 2026-10-17