GESETZ DER MATERIEERHALTUNG: EXPERIMENTE UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Das Gesetz der Erhaltung von Materie oder Masse legt fest, dass bei jeder chemischen Reaktion Materie weder erzeugt noch zerstört wird. Dieses Gesetz basiert auf der Tatsache, dass Atome bei dieser Art von Reaktion unteilbare Teilchen sind; Bei Kernreaktionen sind die Atome fragmentiert, weshalb sie nicht als chemische Reaktionen gelten.

Wenn die Atome nicht zerstört werden, muss bei der Reaktion eines Elements oder einer Verbindung die Anzahl der Atome vor und nach der Reaktion konstant gehalten werden. Dies führt zu einer konstanten Masse zwischen den beteiligten Reaktanten und Produkten.

Chemische Reaktion zwischen A und B2. Quelle: Gabriel Bolívar

Dies ist immer dann der Fall, wenn kein Leck vorhanden ist, das Materialverluste verursacht. Wenn der Reaktor jedoch hermetisch geschlossen ist, "verschwindet" kein Atom, und daher muss die geladene Masse gleich der Masse nach der Reaktion sein.

Wenn das Produkt andererseits fest ist, ist seine Masse gleich der Summe der Reaktanten, die an seiner Bildung beteiligt sind. Das gleiche passiert mit flüssigen oder gasförmigen Produkten, aber es ist anfälliger für Fehler bei der Messung der resultierenden Massen.

Dieses Gesetz wurde aus Experimenten in den vergangenen Jahrhunderten geboren, die durch die Beiträge verschiedener berühmter Chemiker wie Antoine Lavoisier gestärkt wurden.

Betrachten Sie die Reaktion zwischen A und B ₂ zur Bildung von AB ₂ (oberes Bild). Nach dem Gesetz der Materieerhaltung muss die Masse von AB ₂ gleich der Summe der Massen von A bzw. B _{2 sein} . Wenn also 37 g A mit 13 g B ₂ reagieren , muss das Produkt AB ₂ 50 g wiegen.

Daher muss in einer chemischen Gleichung die Masse der Reaktanten (A und B ₂ ) immer gleich der Masse der Produkte (AB ₂ ) sein.

Ein Beispiel, das dem gerade beschriebenen sehr ähnlich ist, ist die Bildung von Metalloxiden wie Rost oder Rost. Rost ist schwerer als Eisen (obwohl es möglicherweise nicht so aussieht), da das Metall mit einer Sauerstoffmasse unter Bildung des Oxids reagierte.

Was ist das Gesetz der Erhaltung von Materie oder Masse?

Dieses Gesetz besagt, dass bei einer chemischen Reaktion die Masse der Reaktanten gleich der Masse der Produkte ist. Das Gesetz drückt sich in dem Satz aus: "Materie wird weder geschaffen noch zerstört, alles wird transformiert", wie es von Julius Von Mayer (1814-1878) ausgesprochen wurde.

Das Gesetz wurde 1745 von Michail Lamanosov und 1785 von Antoine Lavoisier unabhängig entwickelt. Obwohl Lamanosovs Forschungsarbeiten zum Gesetz zur Erhaltung der Masse vor Lavoisier durchgeführt wurden, waren sie in Europa nicht bekannt. für in russischer Sprache geschrieben.

Die 1676 von Robert Boyle durchgeführten Experimente führten sie dazu, darauf hinzuweisen, dass das Material an Gewicht zunahm, wenn ein Material in einem offenen Behälter verbrannt wurde; möglicherweise aufgrund einer Transformation, die das Material selbst erfährt.

Lavoisers Experimente zur Verbrennung von Materialien in Behältern mit begrenztem Lufteinlass zeigten eine Gewichtszunahme. Dieses Ergebnis stimmte mit dem von Boyle überein.

Lavoisiers Beitrag

Lavoisiers Schlussfolgerung war jedoch anders. Er glaubte, dass während der Verbrennung eine Menge Masse aus der Luft extrahiert wurde, was die Zunahme der Masse erklären würde, die bei Materialien beobachtet wurde, die der Verbrennung unterzogen wurden.

Lavoiser glaubte, dass die Masse der Metalle während der Verbrennung konstant blieb und dass die Abnahme der Verbrennung in geschlossenen Behältern nicht durch eine Abnahme eines losen (stillgelegten Konzepts) verursacht wurde, einer vermeintlichen Essenz im Zusammenhang mit der Wärmeerzeugung.

Lavoiser wies darauf hin, dass die beobachtete Abnahme eher durch eine Abnahme der Konzentration der Gase in den geschlossenen Behältern verursacht wurde.

Wie wird dieses Gesetz in einer chemischen Gleichung angewendet?

Das Gesetz der Massenerhaltung ist in der Stöchiometrie von transzendentaler Bedeutung, wobei letztere als Berechnung der quantitativen Beziehungen zwischen Reaktanten und Produkten definiert wird, die bei einer chemischen Reaktion vorhanden sind.

Die Prinzipien der Stöchiometrie wurden 1792 von Jeremías Benjamin Richter (1762-1807) formuliert, der sie als die Wissenschaft definierte, die die quantitativen Anteile oder Massenverhältnisse der chemischen Elemente misst, die an einer Reaktion beteiligt sind.

Bei einer chemischen Reaktion kommt es zu einer Modifikation der daran beteiligten Substanzen. Es wird beobachtet, dass die Reaktanten oder Reaktanten verbraucht werden, um die Produkte hervorzubringen.

Während der chemischen Reaktion kommt es zu Bindungsbrüchen zwischen den Atomen sowie zur Bildung neuer Bindungen. Die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Atome bleibt jedoch unverändert. Dies ist das sogenannte Gesetz zur Erhaltung der Materie.

Grundprinzipien

Dieses Gesetz impliziert zwei Grundprinzipien:

-Die Gesamtzahl der Atome jedes Typs ist in den Reaktanten (vor der Reaktion) und in den Produkten (nach der Reaktion) gleich.

-Die Gesamtsumme der elektrischen Ladungen vor und nach der Reaktion bleibt konstant.

Dies liegt daran, dass die Anzahl der subatomaren Partikel konstant bleibt. Diese Teilchen sind Neutronen ohne elektrische Ladung, positiv geladene Protonen (+) und negativ geladene Elektronen (-). Die elektrische Ladung ändert sich also während einer Reaktion nicht.

Chemische Gleichung

Allerdings müssen bei der Darstellung einer chemischen Reaktion unter Verwendung einer Gleichung (wie im Hauptbild) die Grundprinzipien beachtet werden. Die chemische Gleichung verwendet Symbole oder Darstellungen der verschiedenen Elemente oder Atome und wie sie vor oder nach der Reaktion in Moleküle gruppiert werden.

Die folgende Gleichung wird erneut als Beispiel verwendet:

A + B ₂ => AB ₂

Der Index ist eine Zahl, die rechts unten auf den Elementen (B ₂ und AB ₂ ) steht und die Anzahl der Atome eines in einem Molekül vorhandenen Elements angibt. Diese Zahl kann nicht geändert werden, ohne dass ein neues Molekül erzeugt wird, das sich vom Original unterscheidet.

Der stöchiometrische Koeffizient (1 im Fall von A und dem Rest der Spezies) ist eine Zahl, die im linken Teil der Atome oder Moleküle platziert ist und die Anzahl derjenigen angibt, die an einer Reaktion teilnehmen.

Wenn in einer chemischen Gleichung die Reaktion irreversibel ist, wird ein einzelner Pfeil platziert, der die Richtung der Reaktion angibt. Wenn die Reaktion reversibel ist, gibt es zwei Pfeile in die entgegengesetzte Richtung. Links von den Pfeilen befinden sich die Reaktanten oder Reaktanten (A und B ₂ ), während rechts die Produkte (AB ₂ ) sind.

Schwingen

Das Ausbalancieren einer chemischen Gleichung ist ein Verfahren, das es ermöglicht, die Anzahl der Atome der in den Reaktanten vorhandenen chemischen Elemente mit denen der Produkte gleichzusetzen.

Mit anderen Worten, die Anzahl der Atome jedes Elements muss auf der Seite der Reaktanten (vor dem Pfeil) und auf der Seite der Reaktionsprodukte (nach dem Pfeil) gleich sein.

Es heißt, wenn eine Reaktion ausgeglichen ist, wird das Gesetz der Massenaktion eingehalten.

Daher ist es wichtig, die Anzahl der Atome und die elektrischen Ladungen auf beiden Seiten des Pfeils in einer chemischen Gleichung auszugleichen. Ebenso muss die Summe der Massen der Reaktanten gleich der Summe der Massen der Produkte sein.

Für den Fall der dargestellten Gleichung ist sie bereits ausgeglichen (gleiche Anzahl von A und B auf beiden Seiten des Pfeils).

Experimente, die das Gesetz beweisen

Metallverbrennung

Lavoiser beobachtete die Verbrennung von Metallen wie Blei und Zinn in geschlossenen Behältern mit begrenzter Luftzufuhr und stellte fest, dass die Metalle mit einer Kalzinierung bedeckt waren. und außerdem, dass das Gewicht des Metalls zu einem gegebenen Zeitpunkt des Erhitzens gleich dem ursprünglichen war.

Da beim Verbrennen eines Metalls eine Gewichtszunahme beobachtet wird, glaubte Lavoiser, dass das beobachtete Übergewicht durch eine bestimmte Masse von etwas erklärt werden könnte, das während der Verbrennung aus der Luft entfernt wird. Aus diesem Grund blieb die Masse konstant.

Diese Schlussfolgerung, die mit einer nicht fundierten wissenschaftlichen Grundlage betrachtet werden könnte, ist keine solche, wenn man das Wissen berücksichtigt, das Lavoiser über die Existenz von Sauerstoff zum Zeitpunkt der Verkündung seines Gesetzes (1785) hatte.

Freisetzung von Sauerstoff

Sauerstoff wurde 1772 von Carl Willhelm Scheele entdeckt. Später entdeckte Joseph Priesley ihn unabhängig und veröffentlichte die Ergebnisse seiner Forschung, drei Jahre bevor Scheele seine Ergebnisse auf demselben Gas veröffentlichte.

Priesley erhitzte Quecksilbermonoxid und sammelte ein Gas, das die Helligkeit der Flamme erhöhte. Wenn die Mäuse mit dem Gas in einen Behälter gegeben wurden, wurden sie außerdem aktiver. Priesley nannte dieses Gas dephlogistisch.

Priesley berichtete über seine Beobachtungen an Antoine Lavoiser (1775), der seine Experimente wiederholte und zeigte, dass Gas in Luft und Wasser gefunden wurde. Lavoiser erkannte Gas als neues Element und nannte es Sauerstoff.

Als Lavoisier als Argument für sein Gesetz verwendete, dass die bei der Verbrennung von Metallen beobachtete überschüssige Masse auf etwas zurückzuführen sei, das der Luft entzogen wurde, dachte er an Sauerstoff, ein Element, das sich während der Verbrennung mit Metallen verbindet.

Beispiele (praktische Übungen)

Quecksilbermonoxidzersetzung

Wenn 232,6 Quecksilbermonoxid (HgO) erhitzt werden, zersetzt es sich in Quecksilber (Hg) und molekularen Sauerstoff (O ₂ ). Geben Sie auf der Grundlage des Massenerhaltungsgesetzes und der Atomgewichte (Hg = 206,6 g / mol) und (O = 16 g / mol) die gebildete Masse von Hg und O _{2 an} .

HgO => Hg + O ₂

232,6 g 206,6 g 32 g

Die Berechnungen sind sehr einfach, da genau ein Mol HgO zersetzt wird.

Verbrennung eines Magnesiumgürtels

Magnesiumband brennt. Quelle: Capt. John Yossarian von Wikimedia Commons

Ein 1,2 g Magnesiumband wurde in einem geschlossenen Behälter mit 4 g Sauerstoff verbrannt. Nach der Reaktion blieben 3,2 g nicht umgesetzter Sauerstoff zurück. Wie viel Magnesiumoxid wurde gebildet?

Als erstes muss die Sauerstoffmasse berechnet werden, die reagiert hat. Dies kann leicht mit einer Subtraktion berechnet werden:

Masse von O ₂ , die reagierte = Anfangsmasse von O ₂ - Endmasse von O ₂

(4 - 3,2) g O ₂

0,8 g O ₂

Basierend auf dem Gesetz der Massenerhaltung kann die Masse des gebildeten MgO berechnet werden.

Masse von MgO = Masse von Mg + Masse von O.

1,2 g + 0,8 g

2,0 g MgO

Kalziumhydroxid

Eine Masse von 14 g Calciumoxid (CaO) reagierte mit 3,6 g Wasser (H ₂ O), das bei der Reaktion vollständig verbraucht wurde, um 14,8 g Calciumhydroxid, Ca (OH) _{2, zu bilden} :

Wie viel Calciumoxid reagierte unter Bildung von Calciumhydroxid?

Wie viel Calciumoxid war noch übrig?

Die Reaktion kann durch die folgende Gleichung umrissen werden:

CaO + H ₂ O => Ca (OH) ₂

Die Gleichung ist ausgeglichen. Daher entspricht es dem Gesetz der Massenerhaltung.

An der Reaktion beteiligte Masse an CaO = Masse an Ca (OH) ₂ - Masse an H ₂ O.

14,8 g - 3,6 g

11,2 g CaO

Daher wird das CaO, das nicht reagiert hat (das übrig gebliebene), durch Subtraktion berechnet:

Masse des überschüssigen CaO = in der Reaktion vorhandene Masse - Masse, die an der Reaktion teilgenommen hat.

14 g CaO - 11,2 g CaO

2,8 g CaO

Kupferoxid

Wie viel Kupferoxid (CuO) entsteht, wenn 11 g Kupfer (Cu) vollständig mit Sauerstoff (O ₂ ) reagieren ? Wie viel Sauerstoff wird für die Reaktion benötigt?

Der erste Schritt besteht darin, die Gleichung auszugleichen. Die ausgeglichene Gleichung lautet wie folgt:

2Cu + O ₂ => 2CuO

Die Gleichung ist ausgeglichen und entspricht dem Gesetz der Massenerhaltung.

Das Atomgewicht von Cu beträgt 63,5 g / mol und das Molekulargewicht von CuO beträgt 79,5 g / mol.

Es ist zu bestimmen, wie viel CuO aus der vollständigen Oxidation der 11 g Cu gebildet wird:

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

Masse des gebildeten CuO = 13,77 g

Daher gibt der Massenunterschied zwischen CuO und Cu die Menge an Sauerstoff an, die an der Reaktion beteiligt ist:

Sauerstoffmasse = 13,77 g - 11 g

1,77 g O ₂

Bildung von Natriumchlorid

Eine Masse Chlor (Cl ₂ ) von 2,47 g wurde mit ausreichend Natrium (Na) umgesetzt und 3,82 g Natriumchlorid (NaCl) wurden gebildet. Wie viel Na reagierte?

Ausgeglichene Gleichung:

2Na + Cl ₂ => 2NaCl

Nach dem Massenerhaltungsgesetz:

Masse Na = Masse NaCl - Masse Cl ₂

3,82 g - 2,47 g

1,35 g Na

Verweise

1. Flores, J. Química (2002). Editorial Santillana.
2. Wikipedia. (2018). Gesetz der Erhaltung der Materie. Wiederhergestellt von: es.wikipedia.org
3. Nationales Polytechnisches Institut. (sf). Gesetz der Erhaltung der Masse. CGFIE. Wiederhergestellt von: aev.cgfie.ipn.mx
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18. Januar 2019). Gesetz zur Erhaltung der Masse. Wiederhergestellt von :oughtco.com
5. Shrestha B. (18. November 2018). Das Gesetz der Erhaltung der Materie. Chemie LibreTexts. Wiederhergestellt von: chem.libretexts.org