Wet van behoud van materie, toepassingen, experimenten en voorbeelden

de wet van behoud van materie of massa is datgene dat stelt dat in elke chemische reactie materie niet wordt gecreëerd of vernietigd. Deze wet is gebaseerd op het feit dat atomen ondeelbare deeltjes zijn in dit soort reacties; terwijl in kernreacties atomen zijn gefragmenteerd, dat is waarom ze niet als chemische reacties worden beschouwd. 

Als de atomen niet worden vernietigd, moet, wanneer een element of verbinding reageert, het aantal atomen voor en na de reactie constant worden gehouden; wat zich vertaalt in een constante massahoeveelheid tussen de reagentia en de betrokken producten.

Dit is altijd het geval als er geen lek is dat materiaalverlies veroorzaakt; maar als de reactor hermetisch afgesloten is, "verdwijnt" geen atoom, en daarom moet de geladen massa gelijk zijn aan de massa na de reactie.

Als het product echter solide is, zal de massa ervan gelijk zijn aan de som van de reagentia die voor de vorming ervan zijn gebruikt. Op dezelfde manier gebeurt het met vloeibare of gasvormige producten, maar het is meer geneigd fouten te maken bij het meten van de resulterende massa's.

Deze wet is ontstaan ​​uit experimenten van voorbije eeuwen, versterkt door de bijdragen van verschillende beroemde scheikundigen, zoals Antoine Lavoisier.

Overweeg de reactie tussen A en B₂ om AB te vormen₂ (bovenste afbeelding) Volgens de wet van behoud van materie, de massa van AB₂ moet gelijk zijn aan de som van de massa's van A en B₂, respectievelijk. Vervolgens, als 37g van A reageert met 13g van B₂, het product AB₂ moet 50 g wegen.

Daarom wordt in een chemische vergelijking de massa van de reactanten (A en B₂) moet altijd gelijk zijn aan de massa van de producten (AB₂).

Een voorbeeld dat erg lijkt op het zojuist beschreven voorbeeld, is dat van de vorming van metaaloxiden, zoals roest of roest. De roest is zwaarder dan ijzer (hoewel het er misschien niet zo uitziet) omdat het metaal reageerde met een massa zuurstof om het oxide te genereren.

index

• 1 Wat is de wet van behoud van materie of massa?
  • 1.1 De bijdrage van Lavoisier
• 2 Hoe deze wet wordt toegepast in een chemische vergelijking?
  • 2.1 Basisprincipes
  • 2.2 Chemische vergelijking
• 3 Experimenten die de wet aantonen
  • 3.1 Verbranding van metalen
  • 3.2 Zuurstofafgifte
• 4 Voorbeelden (praktische oefeningen)
  • 4.1 Ontleding van kwikmonoxide
  • 4.2 Verbranding van een magnesiumlint
  • 4.3 Calciumhydroxide
  • 4.4 Koperoxide
  • 4.5 Vorming van natriumchloride
• 5 Referenties

Wat is de wet van behoud van materie of massa?

Deze wet stelt dat een chemische reactie de massa van de reactanten gelijk is aan de massa van de producten. De wet wordt uitgedrukt in de zin "materie is niet gemaakt of vernietigd, alles is getransformeerd", zoals het werd verkondigd door Julius Von Mayer (1814-1878).

De wet werd onafhankelijk is ontwikkeld door Mikhail Lamanósov, in 1745, en Antoine Lavoisier in 1785. Terwijl het onderzoek werk Lamanósov over de Wet van Behoud van Massa dateren van vóór die van Lavoisier, werden niet in Europa bekend omdat je in het Russisch bent geschreven.

De experimenten uitgevoerd door Robert Boyle in 1676 leidden hen ertoe erop te wijzen dat wanneer een materiaal in een open container werd verbrand, het materiaal zijn gewicht verhoogde; misschien als gevolg van een transformatie die door het materiaal zelf wordt ervaren.

Lavoisers experimenten met het verbranden van materialen in containers met een beperkte hoeveelheid lucht toonden een gewichtstoename. Dit resultaat was in overeenstemming met die verkregen door Boyle.

Bijdrage van Lavoisier

De conclusie van Lavoisier was echter anders. Hij dacht dat tijdens de verbranding een hoeveelheid massa uit de lucht werd gehaald, wat de toename in massa zou verklaren die werd waargenomen in de materialen die werden onderworpen aan de verbranding.

Lavoiser gedacht dat de massa van de metalen constant bleef tijdens verbranding, en het verminderen verbranding in afgesloten vaten werd niet veroorzaakt door een afname in flojisto (begrip overbodig), een veronderstelde essentie gerelateerd warmteproductie.

Lavoiser merkte op dat de waargenomen daling eerder werd veroorzaakt door een afname van de concentratie van gassen in gesloten containers.

Hoe is deze wet van toepassing in een chemische vergelijking?

De wet van behoud van de massa is van transcendentaal belang in stoichiometrie, waarbij laatstgenoemde wordt gedefinieerd als de berekening van de kwantitatieve relaties tussen de reactanten en de producten die aanwezig zijn in een chemische reactie.

De principes van stoichiometrie werden in 1792 vastgesteld door Jeremiah Benjamin Richter (1762-1807), die als de wetenschap die de verhoudingen of massaverhoudingen van de chemische elementen die betrokken zijn bij een reactie meet gedefinieerd.

In een chemische reactie is er een wijziging van de stoffen die daarin ingrijpen. Er wordt waargenomen dat de reactanten of reactanten worden verbruikt om de producten te laten ontstaan.

Tijdens de chemische reactie zijn er breuken van verbindingen tussen de atomen, evenals de vorming van nieuwe banden; maar het aantal atomen dat betrokken is bij de reactie blijft ongewijzigd. Dit is wat bekend staat als de wet van behoud van materie.

Basisprincipes

Deze wet impliceert twee basisprincipes:

-Het totale aantal atomen van elk type is gelijk in de reactanten (vóór de reactie) en in de producten (na de reactie).

-De totale som van de elektrische ladingen voor en na de reactie blijft constant.

Dit komt omdat het aantal subatomaire deeltjes constant blijft. Deze deeltjes zijn neutronen zonder een elektrische lading, protonen met een positieve lading (+) en elektronen met een negatieve lading (-). Dus de elektrische lading verandert niet tijdens een reactie.

Chemische vergelijking

Dit gezegd hebbende, wanneer een chemische reactie wordt weergegeven door middel van een vergelijking (zoals die van het hoofdbeeld), moeten de basisprincipes worden gerespecteerd. De chemische vergelijking gebruikt symbolen of representaties van de verschillende elementen of atomen, en hoe ze gegroepeerd zijn in moleculen vóór of na de reactie.

De volgende vergelijking zal opnieuw als voorbeeld worden gebruikt:

A + B₂    => AB₂

Het subscript is een getal dat aan de rechterkant van de elementen staat (B₂ en AB₂) in het onderste gedeelte, dat het aantal atomen van een element in een molecuul aangeeft. Dit aantal kan niet worden gewijzigd zonder de productie van een nieuw molecuul, anders dan het origineel.

De stoichiometrische coëfficiënt (1, bij een andere species) is een nummer dat is geplaatst aan de linkerkant van de atomen of moleculen, die indicatief is voor het aantal van hen betrokken bij een reactie.

In een chemische vergelijking, als de reactie onomkeerbaar is, wordt een enkele pijl geplaatst die de richting van de reactie aangeeft. Als de reactie omkeerbaar is, zijn er twee pijlen in de tegenovergestelde richting. Aan de linkerkant van de pijlen bevinden zich de reagentia of reactanten (A en B₂), terwijl aan de rechterkant de producten (AB₂).

schommelen

Het balanceren van een chemische vergelijking is een procedure die het mogelijk maakt om het aantal atomen van de chemische elementen aanwezig in de reactanten gelijk te stellen aan die van de producten.

Met andere woorden, de hoeveelheid atomen van elk element moet gelijk zijn aan de kant van de reactanten (vóór de pijl) en aan de productzijde van de reactie (na de pijl).

Er wordt gezegd dat wanneer een reactie in balans is, de wet van massale actie wordt gerespecteerd.

Daarom is het essentieel om het aantal atomen en elektrische ladingen aan beide zijden van de pijl te balanceren in een chemische vergelijking. Ook moet de som van de massa's van de reactanten gelijk zijn aan de som van de massa's van de producten.

Voor het geval van de weergegeven vergelijking is deze al in evenwicht (gelijk aantal A en B aan beide zijden van de pijl).

Experimenten die de wet aantonen

Verbranding van metalen

Lavoiser observeerde de verbranding van metalen zoals lood en tin in gesloten houders met een beperkte hoeveelheid lucht en merkte op dat de metalen bedekt waren met een calcinaat; en ook dat het gewicht van het metaal op een bepaald tijdstip van de verwarming gelijk was aan de initiaal.

Omdat bij het verbranden van een metaal een toename van het gewicht wordt waargenomen, dacht Lavoiser dat het waargenomen overgewicht kon worden verklaard door een bepaalde massa van iets dat tijdens de verbranding uit de lucht wordt gehaald. Om deze reden bleef de massa constant.

Deze conclusie, die met een zwakke wetenschappelijke basis zou kunnen worden beschouwd, is niet zo, gegeven de kennis van Lavoiser over het bestaan ​​van zuurstof tegen de tijd dat hij zijn Wet uitsprak (1785).

Zuurstof vrijgave

Zuurstof werd ontdekt door Carl Wilhelm Scheele in 1772. Later, Joseph Priesley ontdekt onafhankelijk, en publiceerde de resultaten van haar onderzoek, drie jaar voor Scheele publiceerde zijn bevindingen over hetzelfde gas.

Priesley verwarmde kwikmonoxide en verzamelde een gas dat de schittering van de vlam verhoogde. Bovendien zorgden de introductie van de muizen in een container met het gas ervoor dat ze actiever werden. Priesley noemde dit ontgebrande gas.

Priesley communiceerde zijn observaties aan Antoine Lavoiser (1775), die zijn experimenten herhaald die aantoonden dat het gas in de lucht en in het water was. Lavoiser herkende gas als een nieuw element en gaf het de naam zuurstof.

Toen Lavoisier als argument gebruikt om de wet van de staat, meer dan waargenomen in de massa verbranding metalen te wijten was aan iets dat afgezogen lucht, dacht zuurstof element dat wordt gecombineerd met metalen tijdens incinaración.

Voorbeelden (praktische oefeningen)

Ontleding van kwikmonoxide

Als 232,6 kwikmonoxide (HgO) wordt verwarmd, wordt het ontleed in kwik (Hg) en moleculaire zuurstof (O₂). Op basis van de wet van behoud van massa en atoomgewichten: (Hg = 206,6 g / mol) en (O = 16 g / mol), geeft de massa van Hg en O aan₂ dat is gevormd.

HgO => Hg + O₂

232,6 g 206,6 g 32 g

De berekeningen zijn heel direct, omdat precies één mol HgO wordt ontbonden.

Verbranding van een magnesiumlint

Een magnesiumstrook van 1,2 g werd verbrand in een gesloten houder die 4 g zuurstof bevatte. Na de reactie bleef 3,2 g niet gereageerde zuurstof achter. Hoeveel magnesiumoxide is gevormd?

Het eerste dat moet worden berekend, is de hoeveelheid zuurstof die reageerde. Dit kan eenvoudig worden berekend, met behulp van een aftrekking:

Massa van O₂ die gereageerd = initiële massa van O₂ - uiteindelijke massa van O₂

(4 - 3.2) g O₂

0,8 g O₂

Op basis van de wet van behoud van de massa, kan de massa van MgO gevormd worden berekend.

Massa van MgO = massa van Mg + massa van O

1,2 g + 0,8 g

2,0 g MgO

Calciumhydroxide

Een massa van 14 g calciumoxide (CaO) reageerde met 3,6 g water (H.₂O), dat volledig in de reactie werd verbruikt om 14,8 g calciumhydroxide, Ca (OH) te vormen.₂:

Hoeveel calciumoxide reageerde om calciumhydroxide te vormen?

Hoeveel calciumoxide is er nog over?

De reactie kan worden geschematiseerd door de volgende vergelijking:

CaO + H₂O => Ca (OH)₂

De vergelijking is gebalanceerd. Voldoet daarom aan de wet van behoud van de mis.

Massa van CaO betrokken bij de reactie = massa van Ca (OH)₂ - H massa₂O

14.8 g - 3.6 g

11,2 g CaO

Daarom wordt de CaO die niet reageerde (degene die overblijft) berekend door af te trekken:

CaO-massa resterend = massa aanwezig in de reactie - massa die tussenbeide kwam in de reactie.

14 g CaO - 11,2 g CaO

2,8 g CaO

Koperoxide

Hoeveel koperoxide (CuO) zal worden gevormd wanneer 11 g koper (Cu) volledig in reactie wordt gebracht met zuurstof (O₂)? Hoeveel zuurstof is er nodig in de reactie?

De eerste stap is om de vergelijking in balans te brengen. De gebalanceerde vergelijking is als volgt:

2Cu + O₂ => 2CuO

De vergelijking is evenwichtig, dus het voldoet aan de wet van behoud van massa.

Het atoomgewicht van Cu is 63,5 g / mol en het molecuulgewicht van CuO is 79,5 g / mol.

Het is noodzakelijk om te bepalen hoeveel CuO wordt gevormd uit de volledige oxidatie van de 11 g Cu:

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

Vormige CuO-massa = 13,77 g

Daarom geeft het verschil in de massa's tussen CuO en Cu de hoeveelheid zuurstof aan die bij de reactie betrokken is:

Zuurstofmassa = 13,77 g - 11 g

1,77 g O₂

Vorming van natriumchloride

Een massa chloor (Cl₂) van 2,47 g reageerde met voldoende natrium (Na) en 3,82 g natriumchloride (NaCl) werd gevormd. Hoeveel Na reageerde?

Uitgebalanceerde vergelijking:

2Na + Cl₂ => 2NaCl

Volgens de wet van het behoud van de massa:

Massa van Na = massa van NaCl - massa Cl₂

3,82 g - 2,47 g

1,35 g Na

referenties

1. Flores, J. Química (2002). Redactioneel Santillana.
2. Wikipedia. (2018). Wet van behoud van materie. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
3. Nationaal Polytechnisch Instituut. (N.D.). Wet van behoud van de massa. CGFIE. Teruggeplaatst van: aev.cgfie.ipn.mx
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 januari 2019). Wet van behoud van de mis. Teruggeplaatst van: thoughtco.com
5. Shrestha B. (18 november 2018). De wet van behoud van materie. Chemie LibreTexts. Teruggeplaatst van: chem.libretexts.org