- Qual è la legge di conservazione della materia o della massa?
- Il contributo di Lavoisier
- Come viene applicata questa legge in un'equazione chimica?
- Principi di base
- Equazione chimica
- oscillante
- Esperimenti che dimostrano la legge
- Incenerimento dei metalli
- Rilascio di ossigeno
- Esempi (esercizi pratici)
- Decomposizione del monossido di mercurio
- Incenerimento di una cintura di magnesio
- Idrossido di calcio
- Ossido di rame
- Formazione di cloruro di sodio
- Riferimenti
La legge di conservazione della materia o della massa è quella che stabilisce che in qualsiasi reazione chimica, la materia non viene né creata né distrutta. Questa legge si basa sul fatto che gli atomi sono particelle indivisibili in questo tipo di reazione; mentre nelle reazioni nucleari gli atomi sono frammentati, motivo per cui non sono considerati reazioni chimiche.
Se gli atomi non vengono distrutti, quando un elemento o un composto reagisce, il numero di atomi prima e dopo la reazione deve essere mantenuto costante; che si traduce in una quantità di massa costante tra reagenti e prodotti coinvolti.
Reazione chimica tra A e B2. Fonte: Gabriel Bolívar
Questo è sempre il caso se non ci sono perdite che causano perdite materiali; ma se il reattore è chiuso ermeticamente, nessun atomo "scompare", e quindi la massa caricata deve essere uguale alla massa dopo la reazione.
Se il prodotto è solido, invece, la sua massa sarà uguale alla somma dei reagenti coinvolti per la sua formazione. Lo stesso accade con i prodotti liquidi o gassosi, ma è più incline a commettere errori durante la misurazione delle loro masse risultanti.
Questa legge è nata da esperimenti nei secoli passati, rafforzati dai contributi di vari famosi chimici, come Antoine Lavoisier.
Considera la reazione tra A e B 2 per formare AB 2 (immagine in alto). Secondo la legge di conservazione della materia, la massa di AB 2 deve essere uguale alla somma delle masse di A e B 2 , rispettivamente. Quindi se 37 g di A reagiscono con 13 g di B 2 , il prodotto AB 2 deve pesare 50 g.
Pertanto, in un'equazione chimica, la massa dei reagenti (A e B 2 ) deve sempre essere uguale alla massa dei prodotti (AB 2 ).
Un esempio molto simile a quello appena descritto è quello della formazione di ossidi metallici, come ruggine o ruggine. La ruggine è più pesante del ferro (anche se potrebbe non assomigliarla) poiché il metallo ha reagito con una massa di ossigeno per generare l'ossido.
Qual è la legge di conservazione della materia o della massa?
Questa legge afferma che in una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti. La legge si esprime nella frase "la materia non si crea né si distrugge, tutto si trasforma", come enunciato da Julius Von Mayer (1814-1878).
La legge è stata sviluppata indipendentemente da Mikhail Lamanosov, nel 1745, e da Antoine Lavoisier nel 1785. Sebbene le ricerche di Lamanosov sulla Legge di conservazione della massa siano antecedenti a quella di Lavoisier, non erano conosciute in Europa. per essere scritto in russo.
Gli esperimenti condotti nel 1676 da Robert Boyle li portarono a sottolineare che quando un materiale veniva incenerito in un contenitore aperto, il materiale aumentava di peso; forse a causa di una trasformazione vissuta dal materiale stesso.
Gli esperimenti di Lavoiser sull'incenerimento di materiali in contenitori con una presa d'aria limitata hanno mostrato un aumento di peso. Questo risultato era in accordo con quello ottenuto da Boyle.
Il contributo di Lavoisier
Tuttavia, la conclusione di Lavoisier era diversa. Pensava che durante l'incenerimento si estraesse una quantità di massa dall'aria, il che spiegherebbe l'aumento di massa che si osservava nei materiali sottoposti ad incenerimento.
Lavoiser riteneva che la massa dei metalli rimanesse costante durante l'incenerimento e che la diminuzione dell'incenerimento in contenitori chiusi non fosse causata da una diminuzione di un sciolto (concetto in disuso), una presunta essenza legata alla produzione di calore.
Lavoiser ha sottolineato che la diminuzione osservata è stata causata, piuttosto, da una diminuzione della concentrazione dei gas nei contenitori chiusi.
Come viene applicata questa legge in un'equazione chimica?
La legge di conservazione della massa è di importanza trascendentale nella stechiometria, essendo quest'ultima definita come il calcolo delle relazioni quantitative tra reagenti e prodotti presenti in una reazione chimica.
I principi della stechiometria furono enunciati nel 1792 da Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), che la definì come la scienza che misura le proporzioni quantitative o relazioni di massa degli elementi chimici coinvolti in una reazione.
In una reazione chimica c'è una modificazione delle sostanze che vi prendono parte. Si osserva che i reagenti o i reagenti vengono consumati per originare i prodotti.
Durante la reazione chimica si verificano rotture di legami tra gli atomi, così come la formazione di nuovi legami; ma il numero di atomi coinvolti nella reazione rimane invariato. Questa è la cosiddetta legge di conservazione della materia.
Principi di base
Questa legge implica due principi fondamentali:
-Il numero totale di atomi di ogni tipo è lo stesso nei reagenti (prima della reazione) e nei prodotti (dopo la reazione).
-La somma totale delle cariche elettriche prima e dopo la reazione rimane costante.
Questo perché il numero di particelle subatomiche rimane costante. Queste particelle sono neutroni senza carica elettrica, protoni caricati positivamente (+) ed elettroni caricati negativamente (-). Quindi la carica elettrica non cambia durante una reazione.
Equazione chimica
Detto questo, quando si rappresenta una reazione chimica utilizzando un'equazione (come quella nell'immagine principale), i principi di base devono essere rispettati. L'equazione chimica utilizza simboli o rappresentazioni dei diversi elementi o atomi e il modo in cui sono raggruppati in molecole prima o dopo la reazione.
La seguente equazione verrà utilizzata di nuovo come esempio:
A + B 2 => AB 2
Il pedice è un numero che è posto sul lato destro degli elementi (B 2 e AB 2 ) in basso, indicando il numero di atomi di un elemento presente in una molecola. Questo numero non può essere modificato senza la produzione di una nuova molecola, diversa dall'originale.
Il coefficiente stechiometrico (1, nel caso di A e del resto delle specie) è un numero che è posto a sinistra degli atomi o delle molecole, indicativo del numero di essi coinvolti in una reazione.
In un'equazione chimica, se la reazione è irreversibile, viene posizionata una singola freccia, che indica la direzione della reazione. Se la reazione è reversibile, ci sono due frecce nella direzione opposta. A sinistra delle frecce ci sono i reagenti o reagenti (A e B 2 ), mentre a destra i prodotti (AB 2 ).
oscillante
Il bilanciamento di un'equazione chimica è una procedura che consente di eguagliare il numero di atomi degli elementi chimici presenti nei reagenti con quelli dei prodotti.
In altre parole, il numero di atomi di ogni elemento deve essere uguale sul lato dei reagenti (prima della freccia) e sul lato dei prodotti di reazione (dopo la freccia).
Si dice che quando una reazione è equilibrata, la Legge dell'Azione di Massa viene rispettata.
Pertanto, è essenziale bilanciare il numero di atomi e le cariche elettriche su entrambi i lati della freccia in un'equazione chimica. Allo stesso modo, la somma delle masse dei reagenti deve essere uguale alla somma delle masse dei prodotti.
Per il caso dell'equazione rappresentata, è già bilanciata (numero uguale di A e B su entrambi i lati della freccia).
Esperimenti che dimostrano la legge
Incenerimento dei metalli
Lavoiser, osservando l'incenerimento di metalli quali piombo e stagno in contenitori chiusi con un limitato apporto d'aria, notò che i metalli erano ricoperti da una calcinazione; e inoltre, che il peso del metallo in un dato momento di riscaldamento era uguale a quello iniziale.
Poiché si osserva un aumento di peso durante l'incenerimento di un metallo, Lavoiser ha pensato che l'eccesso di peso osservato potesse essere spiegato da una certa massa di qualcosa che viene rimossa dall'aria durante l'incenerimento. Per questo motivo la massa è rimasta costante.
Questa conclusione, che potrebbe essere considerata con basi scientifiche infondate, non è tale, tenendo conto della conoscenza che Lavoiser aveva circa l'esistenza dell'ossigeno al momento in cui enunciò la sua Legge (1785).
Rilascio di ossigeno
L'ossigeno fu scoperto da Carl Willhelm Scheele nel 1772. Successivamente, Joseph Priesley lo scoprì indipendentemente e pubblicò i risultati della sua ricerca, tre anni prima che Scheele pubblicasse i suoi risultati su questo stesso gas.
Priesley ha riscaldato il monossido di mercurio e ha raccolto un gas che ha aumentato la luminosità della fiamma. Inoltre, quando i topi venivano posti in un contenitore con il gas, diventavano più attivi. Priesley ha chiamato questo gas dephlogistized.
Priesley riferì le sue osservazioni ad Antoine Lavoiser (1775), che ripeté i suoi esperimenti dimostrando che il gas si trovava nell'aria e nell'acqua. Lavoiser ha riconosciuto il gas come un nuovo elemento, chiamandolo ossigeno.
Quando Lavoisier usava come argomento per affermare la sua legge, che la massa in eccesso osservata nell'incenerimento dei metalli era dovuta a qualcosa che veniva estratto dall'aria, stava pensando all'ossigeno, un elemento che si combina con i metalli durante l'incenerimento.
Esempi (esercizi pratici)
Decomposizione del monossido di mercurio
Se 232,6 di monossido di mercurio (HgO) viene riscaldato, si decompone in mercurio (Hg) e ossigeno molecolare (O 2 ). In base alla legge di conservazione della massa e dei pesi atomici: (Hg = 206,6 g / mol) e (O = 16 g / mol), dichiarate la massa di Hg e O 2 che si forma.
HgO => Hg + O 2
232,6 g 206,6 g 32 g
I calcoli sono molto semplici, poiché viene decomposta esattamente una mole di HgO.
Incenerimento di una cintura di magnesio
Nastro di magnesio che brucia. Fonte: Capt. John Yossarian, di Wikimedia Commons
Un nastro di magnesio da 1,2 g è stato incenerito in un contenitore chiuso contenente 4 g di ossigeno. Dopo la reazione, sono rimasti 3,2 g di ossigeno non reagito. Quanto ossido di magnesio si è formato?
La prima cosa da calcolare è la massa di ossigeno che ha reagito. Questo può essere facilmente calcolato, utilizzando una sottrazione:
Massa di O 2 che ha reagito = massa iniziale di O 2 - massa finale di O 2
(4 - 3.2) g O 2
0,8 g O 2
In base alla legge di conservazione della massa, è possibile calcolare la massa di MgO formata.
Massa di MgO = massa di Mg + massa di O
1,2 g + 0,8 g
2,0 g MgO
Idrossido di calcio
Una massa di 14 g di ossido di calcio (CaO) ha reagito con 3,6 g di acqua (H 2 O), che è stata completamente consumata nella reazione per formare 14,8 g di idrossido di calcio, Ca (OH) 2 :
Quanto ossido di calcio ha reagito per formare idrossido di calcio?
Quanto ossido di calcio è rimasto?
La reazione può essere delineata dalla seguente equazione:
CaO + H 2 O => Ca (OH) 2
L'equazione è equilibrata. Pertanto è conforme alla legge di conservazione della massa.
Massa di CaO coinvolta nella reazione = massa di Ca (OH) 2 - massa di H 2 O
14,8 g - 3,6 g
11,2 g CaO
Pertanto, il CaO che non ha reagito (quello che è rimasto) viene calcolato facendo una sottrazione:
Massa di CaO in eccesso = massa presente nella reazione - massa che ha preso parte alla reazione.
14 g CaO - 11,2 g CaO
2,8 g CaO
Ossido di rame
Quanto ossido di rame (CuO) si formerà quando 11 g di rame (Cu) reagiranno completamente con l'ossigeno (O 2 )? Quanto ossigeno è necessario nella reazione?
Il primo passo è bilanciare l'equazione. L'equazione bilanciata è la seguente:
2Cu + O 2 => 2CuO
L'equazione è equilibrata, quindi è conforme alla legge di conservazione della massa.
Il peso atomico di Cu è 63,5 g / mol e il peso molecolare di CuO è 79,5 g / mol.
È necessario determinare quanto CuO si forma dalla completa ossidazione degli 11 g di Cu:
Massa CuO = (11 g Cu) ∙ (1mol Cu / 63,5 g Cu) ∙ (2 mol CuO / 2mol Cu) ∙ (79,5 g CuO / mol CuO)
Massa di CuO formata = 13,77 g
Pertanto, la differenza di masse tra CuO e Cu dà la quantità di ossigeno coinvolto nella reazione:
Massa di ossigeno = 13,77 g - 11 g
1,77 g O 2
Formazione di cloruro di sodio
Una massa di cloro (Cl 2 ) di 2,47 g è stata fatta reagire con sodio (Na) sufficiente e si sono formati 3,82 g di cloruro di sodio (NaCl). Quanto Na ha reagito?
Equazione bilanciata:
2Na + Cl 2 => 2NaCl
Secondo la legge di conservazione della massa:
Massa di Na = massa di NaCl - massa Cl 2
3,82 g - 2,47 g
1,35 g Na
Riferimenti
- Flores, J. Química (2002). Editoriale Santillana.
- Wikipedia. (2018). Legge di conservazione della materia. Estratto da: es.wikipedia.org
- Istituto Politecnico Nazionale. (Sf). Legge di conservazione della massa. CGFIE. Recupero da: aev.cgfie.ipn.mx
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 gennaio 2019). Legge di conservazione della massa. Estratto da: thoughtco.com
- Shrestha B. (18 novembre 2018). La legge di conservazione della materia. Chemistry LibreTexts. Recupero da: chem.libretexts.org