O lei da conservação da matéria ou massa É aquele que estabelece que, em qualquer reação química, a matéria não é criada nem destruída. Essa lei é baseada no fato de que os átomos são partículas indivisíveis neste tipo de reação; enquanto nas reações nucleares, os átomos são fragmentados, razão pela qual as reações químicas não são consideradas.
Se os átomos não são destruídos, quando um elemento ou composto reage, o número de átomos antes e depois da reação deve ser mantido constante; que se traduz em uma quantidade constante de massa entre os reagentes e produtos envolvidos.
Isso sempre acontece se não houver vazamento que cause perda de material; mas se o reator estiver hermeticamente fechado, nenhum átomo "desaparece" e, portanto, a massa carregada deve ser igual à massa após a reação.
Se o produto for sólido, por outro lado, sua massa será igual à soma dos reagentes envolvidos em sua formação. O mesmo ocorre com produtos líquidos ou gasosos, mas estão mais sujeitos a erros na medição de suas massas resultantes..
Essa lei nasceu de experimentos de séculos passados, sendo reforçada pelas contribuições de vários químicos famosos, como Antoine Lavoisier..
Considere a reação entre A e Bdois para formar ABdois (imagem superior). De acordo com a lei de conservação da matéria, a massa de ABdois deve ser igual à soma das massas de A e Bdois, respectivamente. Então, se 37g de A reage com 13g de Bdois, produto ABdois deve pesar 50g.
Portanto, em uma equação química, a massa dos reagentes (A e Bdois) deve ser sempre igual à massa dos produtos (ABdois).
Um exemplo muito semelhante ao que acabamos de descrever é o da formação de óxidos metálicos, como ferrugem ou ferrugem. A ferrugem é mais pesada que o ferro (embora possa não parecer), pois o metal reagiu com uma massa de oxigênio para gerar o óxido.
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Essa lei afirma que em uma reação química a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos. A lei se expressa na frase "a matéria não é criada nem destruída, tudo se transforma", conforme enunciada por Julius Von Mayer (1814-1878).
A lei foi desenvolvida independentemente por Mikhail Lamanosov, em 1745, e por Antoine Lavoisier em 1785. Embora os trabalhos de pesquisa de Lamanosov sobre a Lei de Conservação da Massa sejam anteriores aos de Lavoisier, eles não eram conhecidos na Europa. Por terem sido escritos em russo..
Os experimentos realizados em 1676 por Robert Boyle os levaram a apontar que quando um material era incinerado em um recipiente aberto, o material aumentava de peso; talvez devido a uma transformação experimentada pelo próprio material.
Os experimentos de Lavoiser na incineração de materiais em recipientes com entrada de ar limitada mostraram um ganho de peso. Este resultado está de acordo com o obtido por Boyle.
No entanto, a conclusão de Lavoisier foi diferente. Ele pensava que durante a incineração uma quantidade de massa foi extraída do ar, o que explicaria o aumento de massa que foi observado nos materiais submetidos à incineração..
Lavoiser achava que a massa dos metais permanecia constante durante a incineração, e que a diminuição da incineração em recipientes fechados não era causada pela diminuição de um solto (conceito fora de uso), suposta essência relacionada à produção de calor..
Lavoiser destacou que a diminuição observada foi causada, sim, por uma diminuição na concentração dos gases nos recipientes fechados..
A lei da conservação da massa é de importância transcendental na estequiometria, sendo esta última definida como o cálculo das relações quantitativas entre reagentes e produtos presentes em uma reação química..
Os princípios da estequiometria foram enunciados em 1792 por Jeremías Benjamin Richter (1762-1807), que a definiu como a ciência que mede as proporções quantitativas ou relações de massa dos elementos químicos envolvidos em uma reação..
Em uma reação química, ocorre uma modificação das substâncias que dela participam. Observa-se que os reagentes ou reagentes são consumidos para originar os produtos.
Durante a reação química ocorrem quebras de ligações entre os átomos, bem como a formação de novas ligações; mas o número de átomos envolvidos na reação permanece o mesmo. Isso é o que é conhecido como a lei da conservação da matéria.
Esta lei implica dois princípios básicos:
-O número total de átomos de cada tipo é igual nos reagentes (antes da reação) e nos produtos (após a reação).
-A soma total das cargas elétricas antes e depois da reação permanece constante.
Isso ocorre porque o número de partículas subatômicas permanece constante. Essas partículas são nêutrons sem carga elétrica, prótons com carga positiva (+) e elétrons com carga negativa (-). Portanto, a carga elétrica não muda durante uma reação.
Posto isto, ao representar uma reação química através de uma equação (como a da imagem principal), os princípios básicos devem ser respeitados. A equação química usa símbolos ou representações dos diferentes elementos ou átomos e como eles são agrupados em moléculas antes ou depois da reação.
A seguinte equação será usada novamente como exemplo:
A + Bdois => ABdois
O subscrito é um número que é colocado do lado direito dos elementos (Bdois e ABdois) em sua parte inferior, indicando o número de átomos de um elemento presente em uma molécula. Este número não pode ser alterado sem a produção de uma nova molécula, diferente da original..
O coeficiente estequiométrico (1, no caso de A e no resto da espécie) é um número que é colocado no lado esquerdo dos átomos ou moléculas, indicativo do número deles envolvidos em uma reação.
Em uma equação química, se a reação for irreversível, uma única seta é colocada, que indica a direção da reação. Se a reação for reversível, há duas setas na direção oposta. À esquerda das setas estão os reagentes ou reagentes (A e Bdois), enquanto à direita estão os produtos (ABdois).
O equilíbrio de uma equação química é um procedimento que permite igualar o número de átomos dos elementos químicos presentes nos reagentes com os dos produtos..
Em outras palavras, o número de átomos de cada elemento deve ser o mesmo no lado dos reagentes (antes da seta) e no lado dos produtos de reação (após a seta).
Diz-se que quando uma reação é equilibrada, a Lei da Ação em Massa está sendo respeitada.
Portanto, é essencial equilibrar o número de átomos e as cargas elétricas em ambos os lados da seta em uma equação química. Da mesma forma, a soma das massas dos reagentes deve ser igual à soma das massas dos produtos.
Para o caso da equação representada, ela já está balanceada (igual número de A e B em ambos os lados da seta).
Lavoiser, observando a incineração de metais como chumbo e estanho em recipientes fechados com entrada limitada de ar, percebeu que os metais estavam cobertos por uma calcinação; e, além disso, que o peso do metal em um determinado momento de aquecimento era igual ao peso inicial.
Como um ganho de peso é observado ao incinerar um metal, Lavoiser pensou que o excesso de peso observado poderia ser explicado por uma certa massa de algo que é removido do ar durante a incineração. Por este motivo a massa permaneceu constante.
Esta conclusão, que poderia ser considerada com base científica pouco sólida, não o é, levando-se em consideração o conhecimento que Lavoiser tinha sobre a existência do oxigênio na época em que enunciou sua Lei (1785)..
O oxigênio foi descoberto por Carl Willhelm Scheele em 1772. Mais tarde, Joseph Priesley o descobriu independentemente e publicou os resultados de sua pesquisa, três anos antes de Scheele publicar seus resultados sobre o mesmo gás..
Priesley aqueceu o monóxido de mercúrio e coletou um gás que aumentou o brilho da chama. Além disso, quando os camundongos eram colocados em um recipiente com o gás, eles se tornavam mais ativos. Priesley chamou esse gás deflogisticizado.
Priesley relatou suas observações a Antoine Lavoiser (1775), que repetiu seus experimentos mostrando que o gás foi encontrado no ar e na água. Lavoiser reconheceu o gás como um novo elemento, chamando-o de oxigênio.
Quando Lavoisier usou como argumento para apresentar sua lei, que o excesso de massa observado na incineração de metais era devido a algo que foi extraído do ar, ele estava pensando no oxigênio, um elemento que se combina com os metais durante a incineração.
Se 232,6 de monóxido de mercúrio (HgO) for aquecido, ele se decompõe em mercúrio (Hg) e oxigênio molecular (Odois) Com base na lei de conservação da massa e os pesos atômicos: (Hg = 206,6 g / mol) e (O = 16 g / mol), indique a massa de Hg e Odois que é formado.
HgO => Hg + Odois
232,6 g 206,6 g 32 g
Os cálculos são muito simples, uma vez que exatamente um mol de HgO está sendo decomposto.
Uma fita de magnésio de 1,2 g foi incinerada em um recipiente fechado contendo 4 g de oxigênio. Após a reação, permaneceram 3,2 g de oxigênio que não reagiu. Quanto óxido de magnésio foi formado?
A primeira coisa a calcular é a massa de oxigênio que reagiu. Isso pode ser facilmente calculado, usando uma subtração:
Missa de Odois que reagiu = massa inicial de Odois - massa final de Odois
(4 - 3,2) g Odois
0,8 g Odois
Com base na lei de conservação da massa, a massa de MgO formada pode ser calculada.
Massa de MgO = massa de Mg + massa de O
1,2 g + 0,8 g
2,0 g MgO
Uma massa de 14 g de óxido de cálcio (CaO) reagiu com 3,6 g de água (HdoisO), que foi completamente consumido na reação para formar 14,8 g de hidróxido de cálcio, Ca (OH)dois:
Quanto óxido de cálcio reagiu para formar hidróxido de cálcio?
Quanto óxido de cálcio foi deixado?
A reação pode ser delineada pela seguinte equação:
CaO + HdoisO => Ca (OH)dois
A equação está equilibrada. Portanto, está em conformidade com a lei de conservação de massa.
Massa de CaO envolvida na reação = massa de Ca (OH)dois - massa de HdoisOU
14,8 g - 3,6 g
11,2 g CaO
Portanto, o CaO que não reagiu (o que sobrou) é calculado fazendo uma subtração:
Massa do excesso de CaO = massa presente na reação - massa que participou da reação.
14 g CaO - 11,2 g CaO
2,8 g CaO
Quanto óxido de cobre (CuO) será formado quando 11 g de cobre (Cu) reagir completamente com o oxigênio (Odois)? Quanto oxigênio é necessário na reação?
O primeiro passo é equilibrar a equação. A equação balanceada é a seguinte:
2Cu + Odois => 2CuO
A equação é balanceada, portanto está em conformidade com a lei de conservação da massa.
O peso atômico do Cu é 63,5 g / mol e o peso molecular do CuO é 79,5 g / mol..
É necessário determinar quanto CuO é formado a partir da oxidação completa dos 11 g de Cu:
Massa de CuO = (11 g Cu) ∙ (1mol Cu / 63,5 g Cu) ∙ (2 mol CuO / 2mol Cu) ∙ (79,5 g CuO / mol CuO)
Massa de CuO formada = 13,77 g
Portanto, a diferença nas massas entre CuO e Cu dá a quantidade de oxigênio envolvida na reação:
Massa de oxigênio = 13,77 g - 11 g
1,77 g Odois
Uma massa de cloro (Cldois) de 2,47 g com sódio (Na) suficiente e formaram-se 3,82 g de cloreto de sódio (NaCl). Quanto Na reagiu?
Equação balanceada:
2Na + Cldois => 2NaCl
De acordo com a lei de conservação da massa:
Massa de Na = massa de NaCl - massa de Cldois
3,82 g - 2,47 g
1,35 g de Na
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