PRAWO ZACHOWANIA MATERII: EKSPERYMENTY I PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Prawo zachowania materii lub masy jest jeden, który stanowi, że w każdej reakcji chemicznej, sprawa nie jest ani stworzony, ani zniszczone. Prawo to opiera się na fakcie, że atomy są niepodzielnymi cząstkami w tego typu reakcji; podczas gdy w reakcjach jądrowych atomy są fragmentowane, dlatego nie uważa się ich za reakcje chemiczne.

Jeśli atomy nie ulegną zniszczeniu, to gdy reaguje pierwiastek lub związek, liczba atomów przed i po reakcji musi być stała; co przekłada się na stałą masę między reagentami i zaangażowanymi produktami.

Reakcja chemiczna między A i B2. Źródło: Gabriel Bolívar

Dzieje się tak zawsze, gdy nie ma wycieku powodującego straty materialne; ale jeśli reaktor jest hermetycznie zamknięty, żaden atom „nie znika”, a zatem naładowana masa musi być równa masie po reakcji.

Z drugiej strony, jeśli produkt jest stały, jego masa będzie równa sumie reagentów zaangażowanych w jego powstanie. To samo dzieje się z produktami ciekłymi lub gazowymi, ale bardziej podatne jest na pomyłki przy pomiarze ich masy.

Prawo to zrodziło się z eksperymentów w minionych stuleciach, wzmocnione wkładem różnych znanych chemików, takich jak Antoine Lavoisier.

Rozważ reakcję między A i B _{2 w} celu utworzenia AB ₂ (górne zdjęcie). Zgodnie z prawem zachowania materii masa AB ₂ musi być równa sumie mas odpowiednio A i B ₂ . Jeśli więc 37 g A reaguje z 13 g B ₂ , produkt AB ₂ musi ważyć 50 g.

Dlatego w równaniu chemicznym masa reagentów (A i B ₂ ) musi zawsze być równa masie produktów (AB ₂ ).

Przykładem bardzo podobnym do tego właśnie opisanego jest tworzenie się tlenków metali, takich jak rdza lub rdza. Rdza jest cięższa od żelaza (chociaż może na to nie wyglądać), ponieważ metal reagował z masą tlenu, tworząc tlenek.

Jakie jest prawo zachowania materii lub masy?

Prawo to stanowi, że w reakcji chemicznej masa reagentów jest równa masie produktów. Prawo wyraża się w zdaniu „materia nie jest ani tworzona, ani niszczona, wszystko jest przekształcane”, jak ogłosił Julius Von Mayer (1814–1878).

Prawo zostało opracowane niezależnie przez Michaiła Lamanosowa w 1745 r. I Antoine'a Lavoisiera w 1785 r. Chociaż badania Lamanosowa nad Prawem zachowania masy są wcześniejsze od Lavoisiera, nie były one znane w Europie. za napisanie po rosyjsku.

Eksperymenty przeprowadzone w 1676 roku przez Roberta Boyle'a doprowadziły ich do wskazania, że ​​kiedy materiał został spalony w otwartym pojemniku, masa materiału wzrosła; być może z powodu przemiany, której doświadczył sam materiał.

Eksperymenty Lavoisera dotyczące spalania materiałów w pojemnikach z ograniczonym wlotem powietrza wykazały przyrost masy. Wynik ten był zgodny z wynikiem uzyskanym przez Boyle'a.

Wkład Lavoisiera

Jednak wniosek Lavoisiera był inny. Uważał, że podczas spalania z powietrza wydobywa się pewną ilość masy, co tłumaczy wzrost masy, jaki zaobserwowano w materiałach poddanych spalaniu.

Lavoiser uważał, że masa metali pozostaje stała podczas spalania, a spadek spalania w zamkniętych pojemnikach nie jest spowodowany zmniejszeniem luźnej (nieużywanej koncepcji), rzekomej istoty związanej z wytwarzaniem ciepła.

Lavoiser zwrócił uwagę, że obserwowany spadek spowodowany był raczej spadkiem stężenia gazów w zamkniętych zbiornikach.

Jak to prawo jest stosowane w równaniu chemicznym?

Prawo zachowania masy ma transcendentalne znaczenie w stechiometrii, przy czym ta ostatnia jest definiowana jako obliczanie zależności ilościowych między reagentami a produktami obecnymi w reakcji chemicznej.

Zasady stechiometrii zostały ogłoszone w 1792 roku przez Jeremíasa Benjamina Richtera (1762-1807), który zdefiniował ją jako naukę mierzącą ilościowe proporcje lub stosunki masowe pierwiastków chemicznych biorących udział w reakcji.

W reakcji chemicznej zachodzi modyfikacja substancji, które w niej uczestniczą. Obserwuje się, że reagenty lub reagenty są zużywane w celu wytworzenia produktów.

Podczas reakcji chemicznej dochodzi do zerwania wiązań między atomami, a także do powstania nowych wiązań; ale liczba atomów biorących udział w reakcji pozostaje niezmieniona. To właśnie jest znane jako prawo zachowania materii.

Podstawowe zasady

Prawo to implikuje dwie podstawowe zasady:

-Całkowita liczba atomów każdego typu jest taka sama w reagentach (przed reakcją) i w produktach (po reakcji).

-Suma ładunków elektrycznych przed i po reakcji pozostaje stała.

Dzieje się tak, ponieważ liczba cząstek subatomowych pozostaje stała. Cząstki te to neutrony bez ładunku elektrycznego, dodatnio naładowane protony (+) i ujemnie naładowane elektrony (-). Zatem ładunek elektryczny nie zmienia się podczas reakcji.

Równanie chemiczne

Mając powyższe na uwadze, przedstawiając reakcję chemiczną za pomocą równania (takiego jak na głównym zdjęciu), należy przestrzegać podstawowych zasad. Równanie chemiczne wykorzystuje symbole lub reprezentacje różnych pierwiastków lub atomów oraz sposób ich grupowania w cząsteczki przed lub po reakcji.

Poniższe równanie zostanie użyte ponownie jako przykład:

A + B ₂ => AB ₂

Indeks dolny to liczba umieszczona po prawej stronie elementów (B ₂ i AB ₂ ) na dole, wskazująca liczbę atomów pierwiastka obecnego w cząsteczce. Tej liczby nie można zmienić bez wytworzenia nowej cząsteczki, innej niż oryginał.

Współczynnik stechiometryczny (1, w przypadku A i reszty gatunków) to liczba umieszczona w lewej części atomów lub cząsteczek, wskazująca, ile z nich bierze udział w reakcji.

W równaniu chemicznym, jeśli reakcja jest nieodwracalna, umieszcza się pojedynczą strzałkę, która wskazuje kierunek reakcji. Jeśli reakcja jest odwracalna, są dwie strzałki w przeciwnym kierunku. Po lewej stronie strzałek znajdują się reagenty lub reagenty (A i B ₂ ), a po prawej produkty (AB ₂ ).

Wahadłowy

Bilansowanie równania chemicznego jest procedurą, która umożliwia zrównanie liczby atomów pierwiastków chemicznych obecnych w reagentach z liczbą atomów produktów.

Innymi słowy, liczba atomów każdego pierwiastka musi być równa po stronie reagentów (przed strzałką) i po stronie produktów reakcji (za strzałką).

Mówi się, że kiedy reakcja jest zrównoważona, przestrzega się prawa zbiorowego działania.

Dlatego ważne jest, aby zrównoważyć liczbę atomów i ładunki elektryczne po obu stronach strzałki w równaniu chemicznym. Podobnie suma mas reagentów musi być równa sumie mas produktów.

W przypadku przedstawionego równania jest już zbilansowane (równa liczba A i B po obu stronach strzałki).

Eksperymenty potwierdzające prawo

Spalanie metali

Lavoiser, obserwując spalanie metali takich jak ołów i cyna w zamkniętych pojemnikach z ograniczonym dopływem powietrza, zauważył, że metale były pokryte kalcynacją; a ponadto, że waga metalu w danym momencie ogrzewania była równa początkowej.

Ponieważ podczas spalania metalu obserwuje się przyrost masy ciała, Lavoiser pomyślał, że zaobserwowaną nadwagę można wytłumaczyć pewną masą czegoś, co jest usuwane z powietrza podczas spalania. Z tego powodu masa pozostała stała.

Ten wniosek, który można by rozpatrywać na błędnych podstawach naukowych, nie jest taki, biorąc pod uwagę wiedzę, jaką Lavoiser posiadał o istnieniu tlenu w czasie, gdy ogłaszał swoje Prawo (1785).

Uwolnienie tlenu

Tlen został odkryty przez Carla Willhelma Scheele w 1772 roku. Później Joseph Priesley odkrył go niezależnie i opublikował wyniki swoich badań, trzy lata przed opublikowaniem przez Scheele swoich wyników dotyczących tego samego gazu.

Priesley ogrzał tlenek rtęci i zebrał gaz, który zwiększył jasność płomienia. Ponadto, gdy myszy umieszczono w pojemniku z gazem, stały się bardziej aktywne. Priesley nazwał ten gaz deflogistized.

Priesley przekazał swoje obserwacje Antoine'owi Lavoiserowi (1775), który powtórzył swoje eksperymenty pokazujące, że gaz został znaleziony w powietrzu i wodzie. Lavoiser uznał gaz za nowy pierwiastek, nazywając go tlenem.

Kiedy Lavoisier użył jako argumentu do sformułowania swojego prawa, że ​​nadmierna masa obserwowana podczas spalania metali jest spowodowana czymś, co zostało wydobyte z powietrza, myślał o tlenie, pierwiastku, który łączy się z metalami podczas spalania.

Przykłady (ćwiczenia praktyczne)

Rozkład tlenku rtęci

Podgrzanie 232,6 tlenku rtęci (HgO) powoduje jego rozkład na rtęć (Hg) i tlen cząsteczkowy (O ₂ ). Opierając się na zasadzie zachowania masy i mas atomowych: (Hg = 206,6 g / mol) i (O = 16 g / mol), podaj masę powstających Hg i O ₂ .

HgO => Hg + O ₂

232,6 g 206,6 g 32 g

Obliczenia są bardzo proste, ponieważ rozkłada się dokładnie jeden mol HgO.

Spalanie pasa magnezowego

Spalanie taśmy magnezowej. Źródło: kpt. John Yossarian, źródło Wikimedia Commons

Wstęgę magnezu o wadze 1,2 g spalono w zamkniętym pojemniku zawierającym 4 g tlenu. Po reakcji pozostało 3,2 g nieprzereagowanego tlenu. Ile powstało tlenku magnezu?

Pierwszą rzeczą do obliczenia jest masa tlenu, który zareagował. Można to łatwo obliczyć, używając odejmowania:

Masa O _2, który przereagował = masa początkowa O ₂ - masa końcowa O ₂

(4 - 3,2) g O ₂

0,8 g O ₂

Na podstawie prawa zachowania masy można obliczyć masę powstałego MgO.

Masa MgO = masa Mg + masa O

1,2 g + 0,8 g

2,0 g MgO

Wodorotlenek wapnia

Masa 14 g tlenku wapnia (CaO) przereagowała z 3,6 g wody (H ₂ O), która została całkowicie zużyta w reakcji, tworząc 14,8 g wodorotlenku wapnia, Ca (OH) ₂ :

Ile tlenku wapnia przereagowało, tworząc wodorotlenek wapnia?

Ile zostało tlenku wapnia?

Reakcję można opisać następującym równaniem:

CaO + H ₂ O => Ca (OH) ₂

Równanie jest zrównoważone. Dlatego jest zgodny z prawem zachowania masy.

Masa CaO biorącego udział w reakcji = masa Ca (OH) ₂ - masa H ₂ O

14,8 g - 3,6 g

11,2 g CaO

Dlatego CaO, który nie zareagował (ten, który pozostał) jest obliczany poprzez odejmowanie:

Masa nadmiaru CaO = masa obecna w reakcji - masa, która wzięła udział w reakcji.

14 g CaO - 11,2 g CaO

2,8 g CaO

Tlenek miedzi

Ile tlenku miedzi (CuO) powstanie, gdy 11 g miedzi (Cu) zareaguje całkowicie z tlenem (O ₂ )? Ile tlenu potrzeba do reakcji?

Pierwszym krokiem jest zrównoważenie równania. Zbilansowane równanie wygląda następująco:

2Cu + O ₂ => 2CuO

Równanie jest zbilansowane, więc jest zgodne z prawem zachowania masy.

Masa atomowa Cu wynosi 63,5 g / mol, a masa cząsteczkowa CuO wynosi 79,5 g / mol.

Konieczne jest określenie, ile CuO powstaje w wyniku całkowitego utlenienia 11 g Cu:

Masa CuO = (11 g Cu) ∙ (1 mol Cu / 63,5 g Cu) ∙ (2 mole CuO / 2 mole Cu) ∙ (79,5 g CuO / mol CuO)

Masa powstałego CuO = 13,77 g

Dlatego różnica mas między CuO i Cu daje ilość tlenu zaangażowanego w reakcję:

Masa tlenu = 13,77 g - 11 g

1,77 g O ₂

Tworzenie chlorku sodu

Masa chloru (Cl ₂ ), 2,47 g poddano reakcji z odpowiednią sodu (Na) i 3,82 g chlorku sodu (NaCl) uformowane. Ile Na zareagowało?

Zrównoważone równanie:

2Na + Cl ₂ => 2NaCl

Zgodnie z prawem zachowania masy:

Masa Na = masa NaCl - masa Cl ₂

3,82 g - 2,47 g

1,35 g Na

Bibliografia

1. Flores, J. Química (2002). Od redakcji Santillana.
2. Wikipedia. (2018). Prawo zachowania materii. Odzyskane z: es.wikipedia.org
3. Narodowy Instytut Politechniczny. (sf). Prawo zachowania masy. CGFIE. Odzyskany z: aev.cgfie.ipn.mx
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 stycznia 2019). Prawo zachowania masy. Źródło: thinkco.com
5. Shrestha B. (18 listopada 2018). Prawo zachowania materii. Chemistry LibreTexts. Odzyskane z: chem.libretexts.org