LEGEA CONSERVĂRII MATERIEI: EXPERIMENTE ȘI EXEMPLE - CHIMIE - 2026

Legea conservării materiei sau masa este una care stabilește că , în orice reacție chimică, materia nu este nici creată , nici distrusă. Această lege se bazează pe faptul că atomii sunt particule indivizibile în acest tip de reacție; în timp ce în reacțiile nucleare, atomii sunt fragmentați, motiv pentru care nu sunt considerați reacții chimice.

Dacă atomii nu sunt distruși, atunci când un element sau compus reacționează, numărul de atomi înainte și după reacție trebuie menținut constant; ceea ce se traduce într-o cantitate constantă de masă între reactanți și produsele implicate.

Reacție chimică între A și B2. Sursa: Gabriel Bolívar

Acesta este întotdeauna cazul dacă nu există nicio scurgere care să provoace pierderi materiale; dar dacă reactorul este închis ermetic, niciun atom nu „dispare” și, prin urmare, masa încărcată trebuie să fie egală cu masa după reacție.

Dacă produsul este solid, pe de altă parte, masa sa va fi egală cu suma reactanților implicați pentru formarea sa. La fel se întâmplă și cu produsele lichide sau gazoase, dar este mai predispus la greșeli atunci când măsurăm masele lor rezultate.

Această lege s-a născut din experimentele din secolele trecute, întărite prin contribuțiile diferiților chimiști celebri, precum Antoine Lavoisier.

Luați în considerare reacția dintre A și B ₂ pentru a forma AB ₂ (imaginea de sus). Conform legii conservării materiei, masa AB ₂ trebuie să fie egală cu suma maselor A și respectiv B ₂ . Deci , dacă 37g de A reacționează cu 13g de B ₂ , produsul AB ₂ trebuie să cântărească 50g.

Prin urmare, într-o ecuație chimică, masa reactanților (A și B ₂ ) trebuie să fie întotdeauna egală cu masa produselor (AB ₂ ).

Un exemplu foarte asemănător celui descris este cel al formării de oxizi metalici, cum ar fi rugina sau rugina. Rugina este mai grea decât fierul (deși s-ar putea să nu pară), deoarece metalul a reacționat cu o masă de oxigen pentru a genera oxidul.

Care este legea conservării materiei sau a masei?

Această lege prevede că într-o reacție chimică masa reactanților este egală cu masa produselor. Legea este exprimată în sintagma „materia nu este nici creată, nici distrusă, totul este transformat”, așa cum a fost enunțată de Julius Von Mayer (1814-1878).

Legea a fost dezvoltată independent de Mikhail Lamanosov, în 1745, și de Antoine Lavoisier în 1785. Deși lucrările de cercetare ale lui Lamanosov privind Legea conservării masei sunt predate de Lavoisier, acestea nu erau cunoscute în Europa. pentru că a fost scris în rusă.

Experimentele efectuate în 1676 de Robert Boyle i-au determinat să sublinieze că atunci când un material a fost incinerat într-un recipient deschis, materialul a crescut în greutate; poate datorită unei transformări experimentate de materialul însuși.

Experimentele lui Lavoiser cu privire la incinerarea materialelor în recipiente cu aport limitat de aer au arătat creștere în greutate. Acest rezultat a fost de acord cu cel obținut de Boyle.

Contribuția lui Lavoisier

Cu toate acestea, concluzia lui Lavoisier a fost alta. El a considerat că, în timpul incinerației, o cantitate de masă a fost extrasă din aer, ceea ce ar explica creșterea masei observată în materialele supuse incinerației.

Lavoiser a crezut că masa metalelor a rămas constantă în timpul incinerației și că scăderea incinerației în containerele închise nu a fost cauzată de o scădere a unui produs liber (dezactivat), o presupusă esență legată de producerea de căldură.

Lavoiser a subliniat că scăderea observată a fost cauzată, mai degrabă, de o scădere a concentrației de gaze din containerele închise.

Cum se aplică această lege într-o ecuație chimică?

Legea conservării masei are o importanță transcendentală în stoechiometrie, aceasta din urmă fiind definită ca fiind calculul relațiilor cantitative între reactanți și produse prezenți într-o reacție chimică.

Principiile stoechiometriei au fost enunțate în 1792 de Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), care l-a definit drept știința care măsoară proporțiile cantitative sau relațiile de masă ale elementelor chimice care sunt implicate într-o reacție.

Într-o reacție chimică există o modificare a substanțelor care iau parte la ea. Se observă că reactanții sau reactanții sunt consumați pentru a produce produsele.

În timpul reacției chimice există pauze de legături între atomi, precum și formarea de noi legături; dar numărul de atomi implicați în reacție rămâne neschimbat. Aceasta este ceea ce este cunoscută sub numele de legea conservării materiei.

Principii de baza

Această lege implică două principii de bază:

-Numărul total de atomi de fiecare tip este același în reactanți (înainte de reacție) și în produse (după reacție).

-Suma totală a sarcinilor electrice înainte și după reacție rămâne constantă.

Acest lucru se datorează faptului că numărul de particule subatomice rămâne constant. Aceste particule sunt neutroni fără sarcină electrică, protoni încărcați pozitiv (+) și electroni încărcați negativ (-). Deci sarcina electrică nu se schimbă în timpul unei reacții.

Ecuația chimică

Acestea fiind spuse mai sus, atunci când reprezintă o reacție chimică folosind o ecuație (ca cea din imaginea principală), trebuie respectate principiile de bază. Ecuația chimică folosește simboluri sau reprezentări ale diferitelor elemente sau atomi și modul în care acestea sunt grupate în molecule înainte sau după reacție.

Următoarea ecuație va fi din nou folosită ca exemplu:

A + B ₂ => AB ₂

Indice este un număr care este plasat în partea dreaptă a elementelor (B ₂ și AB ₂ ) în partea de jos, ceea ce indică numărul de atomi ai unui element prezent într-o moleculă. Acest număr nu poate fi modificat fără producerea unei noi molecule, diferită de originală.

Coeficientul stoechiometric (1, în cazul A și al restului speciilor) este un număr care este plasat în partea stângă a atomilor sau moleculelor, indicând numărul acestora care participă la o reacție.

Într-o ecuație chimică, dacă reacția este ireversibilă, este plasată o singură săgeată, ceea ce indică direcția reacției. Dacă reacția este reversibilă, există două săgeți în direcția opusă. În stânga săgeților sunt reactanții sau reactanții (A și B ₂ ), în timp ce în dreapta sunt produsele (AB ₂ ).

legănat

Echilibrarea unei ecuații chimice este o procedură care face posibilă egalizarea numărului de atomi ai elementelor chimice prezente în reactanți cu cei ai produselor.

Cu alte cuvinte, numărul de atomi ai fiecărui element trebuie să fie egal atât pe partea reactanților (înainte de săgeată) cât și pe partea produselor de reacție (după săgeată).

Se spune că atunci când o reacție este echilibrată, legea acțiunii în masă este respectată.

Prin urmare, este esențial să echilibrăm numărul de atomi și sarcinile electrice de pe ambele părți ale săgeții într-o ecuație chimică. De asemenea, suma maselor reactanților trebuie să fie egală cu suma maselor produselor.

Pentru cazul ecuației reprezentate, aceasta este deja echilibrată (număr egal de A și B de ambele părți ale săgeții).

Experimente care dovedesc legea

Incinerarea metalelor

Lavoiser, observând incinerarea metalelor, cum ar fi plumbul și staniul în containerele închise, cu un aport limitat de aer, a observat că metalele erau acoperite cu o calcinare; și, în plus, că greutatea metalului la un moment dat de încălzire a fost egală cu cea inițială.

Deoarece se observă o creștere în greutate la incinerarea unui metal, Lavoiser a considerat că excesul de greutate observat poate fi explicat printr-o anumită masă de ceva care este îndepărtat din aer în timpul incinerației. Din acest motiv, masa a rămas constantă.

Această concluzie, care ar putea fi considerată cu o bază științifică nesigură, nu este așa, ținând cont de cunoștințele pe care Lavoiser le avea despre existența oxigenului în momentul în care a enunțat Legea sa (1785).

Eliberarea de oxigen

Oxigenul a fost descoperit de Carl Willhelm Scheele în 1772. Mai târziu, Joseph Priesley l-a descoperit independent și a publicat rezultatele cercetărilor sale, cu trei ani înainte ca Scheele să-și publice rezultatele pe același gaz.

Priesley a încălzit monoxidul de mercur și a colectat un gaz care a crescut luminozitatea flăcării. În plus, când șoarecii au fost plasați într-un recipient cu gazul, au devenit mai activi. Priesley a numit acest gaz defrologizat.

Priesley a raportat observațiile sale la Antoine Lavoiser (1775), care și-a repetat experimentele arătând că gazul a fost găsit în aer și în apă. Lavoiserul a recunoscut gazul ca un element nou, numindu-l oxigen.

Când Lavoisier a folosit ca argument pentru a-și afirma legea, potrivit căreia excesul de masă observat în incinerarea metalelor se datora unui lucru extras din aer, el se gândea la oxigen, element care se combină cu metalele în timpul incinerației.

Exemple (exerciții practice)

Descompunerea monoxidului de mercur

Dacă 232,6 monoxid de mercur (HgO) este încălzit, acesta se descompune în mercur (Hg) și oxigen molecular (O ₂ ). În baza legii conservării masei și greutățile atomice: (Hg = 206,6 g / mol) și (O = 16 g / mol), starea masa Hg și O ₂ care se formează.

HgO => Hg + O ₂

232,6 g 206,6 g 32 g

Calculele sunt foarte simple, deoarece se descompune exact o molă de HgO.

Incinerarea unei centuri de magneziu

Arderea panglicii de magneziu. Sursa: Capt. John Yossarian, de la Wikimedia Commons

O panglică de magneziu de 1,2 g a fost incinerată într-un recipient închis conținând 4 g de oxigen. După reacție, au rămas 3,2 g oxigen nereacționat. Cât a fost format oxid de magneziu?

Primul lucru de calculat este masa de oxigen care a reacționat. Acest lucru poate fi ușor calculat folosind o scădere:

Masă de O ₂ care a reacționat = masa inițială a O ₂ - masa finală a O ₂

- (4- 3.2) g O ₂

0,8 g O ₂

Pe baza legii conservării masei, masa MgO formată poate fi calculată.

Masa de MgO = masa de Mg + masa de O

1,2 g + 0,8 g

2,0 g MgO

Hidroxid de calciu

O masă de 14 g de oxid de calciu (CaO) , a reacționat cu 3,6 g de apă (H ₂ O), care a fost complet consumat în reacție pentru a forma 14,8 g de hidroxid de calciu, Ca (OH) ₂ :

Cât a reacționat oxidul de calciu pentru a forma hidroxid de calciu?

Cât de mult oxid de calciu a rămas?

Reacția poate fi conturată prin următoarea ecuație:

CaO + H ₂ O => Ca (OH) ₂

Ecuația este echilibrată. Prin urmare, respectă legea conservării masei.

Masa de CaO implicat în reacția = masa Ca (OH) ₂ - masa H ₂ O

14,8 g - 3,6 g

11,2 g CaO

Prin urmare, CAO care nu a reacționat (cel care a rămas) este calculat făcând o scădere:

Masa excesului de CaO = masa prezentă în reacție - masa care a luat parte la reacție.

14 g CaO - 11,2 g CaO

2,8 g CaO

Oxid de cupru

Cât de oxid de cupru (CuO) se va forma atunci când 11 g de cupru (Cu) reacționează complet cu oxigenul (O ₂ )? Cât de mult oxigen este necesar în reacție?

Primul pas este echilibrarea ecuației. Ecuația echilibrată este următoarea:

2Cu + O ₂ => 2CuO

Ecuația este echilibrată, deci respectă legea conservării masei.

Greutatea atomică a Cu este de 63,5 g / mol, iar greutatea moleculară a CuO este de 79,5 g / mol.

Este necesar să se determine cât de mult se formează CuO din oxidarea completă a celor 11 g de Cu:

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

Masa de CuO formată = 13,77 g

Prin urmare, diferența de masă între CuO și Cu dă cantitatea de oxigen implicată în reacție:

Masa oxigenului = 13,77 g - 11 g

1,77 g O ₂

Formarea clorurii de sodiu

O masă de clor (Cl ₂ ) de 2,47 g reacționează cu suficientă sodiu (Na) și 3,82 g de clorură de sodiu (NaCl) , s- au format. Cât a reacționat Na?

Ecuație echilibrată:

2Na + Cl ₂ => 2NaCI

Conform legii conservării masei:

Mass Na = masa de NaCl - masa Cl ₂

3,82 g - 2,47 g

1,35 g Na

Referințe

1. Flores, J. Química (2002). Editorial Santillana.
2. Wikipedia. (2018). Legea conservării materiei. Recuperat de la: es.wikipedia.org
3. Institutul Politehnic Național. (Sf). Legea conservării masei. CGFIE. Recuperat din: aev.cgfie.ipn.mx
4. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (18 ianuarie 2019). Legea conservării masei recuperată de la: gândco.com
5. Shrestha B. (18 noiembrie 2018). Legea conservării materiei. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org