A Lei de Conservação da Matéria é um princípio fundamental da química que afirma que a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas transformada. Isso significa que a quantidade total de matéria em um sistema fechado permanece constante ao longo de uma reação química. Neste artigo, iremos explorar alguns experimentos e exemplos práticos que ilustram essa lei e como ela se aplica em diferentes situações do dia a dia.
A importância da Lei de Lavoisier exemplificada em experimentos científicos e observações práticas.
A Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei de conservação da matéria, é uma das leis fundamentais da química que estabelece que a quantidade de matéria em um sistema fechado permanece constante ao longo de uma reação química. Isso significa que a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos formados. Essa lei é de extrema importância em experimentos científicos e observações práticas, pois nos permite prever e entender o comportamento das substâncias em reações químicas.
Um dos experimentos clássicos que exemplifica a Lei de Lavoisier é a combustão do carbono. Ao queimar um pedaço de carvão em um ambiente fechado, podemos observar que a massa do carvão inicial é igual à massa dos produtos formados, como dióxido de carbono e cinzas. Isso confirma a conservação da matéria, conforme previsto pela Lei de Lavoisier.
Outro exemplo prático da importância da Lei de Lavoisier é a fabricação de medicamentos. Os químicos precisam garantir que a quantidade de cada reagente seja precisa para obter a quantidade correta do medicamento desejado. Qualquer desvio na quantidade de reagentes pode resultar em um produto final diferente e, possivelmente, ineficaz. Portanto, a Lei de Lavoisier é essencial para garantir a eficácia e a segurança dos medicamentos produzidos.
Em resumo, a Lei de Lavoisier é crucial para a química e para a compreensão das reações químicas. Ela nos permite prever e controlar as transformações da matéria, garantindo a precisão e a confiabilidade dos experimentos científicos e das aplicações práticas no dia a dia.
Experimentos do item A relacionados às leis de Lavoisier e Proust: descubra sua conexão.
Para entender melhor as leis de Lavoisier e Proust, é essencial realizar experimentos que demonstrem a conservação da matéria e a proporção constante das substâncias em uma reação química. Vamos explorar alguns experimentos do item A que ilustram esses princípios e sua conexão com as leis mencionadas.
Um experimento simples que evidencia a Lei de conservação da matéria é a combustão de uma vela. Ao acender uma vela em um recipiente fechado, podemos observar que a quantidade total de matéria antes e depois da reação permanece a mesma. Isso confirma a ideia de que a matéria não pode ser criada nem destruída, apenas transformada.
Outro experimento relevante é a decomposição do carbonato de cálcio. Ao aquecer o carbonato de cálcio, ele se decompõe em óxido de cálcio e dióxido de carbono. A análise das massas antes e depois da reação mostra que a quantidade de cada substância é proporcional, de acordo com a Lei de Proust.
A conexão entre esses experimentos e as leis de Lavoisier e Proust é clara: a conservação da matéria e a proporção constante das substâncias em uma reação química são princípios fundamentais que regem o comportamento da matéria. Essas leis são essenciais para a compreensão da química e são confirmadas repetidamente por meio de experimentos como os mencionados.
Aplicando a Lei de Lavoisier em situações práticas do dia a dia.
A Lei de Lavoisier, também conhecida como Lei de Conservação da Matéria, afirma que em uma reação química, a quantidade total de matéria permanece constante, ou seja, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos. Essa lei é fundamental para entender como as substâncias se transformam e interagem entre si.
Para aplicar a Lei de Lavoisier em situações práticas do dia a dia, podemos observar diversos exemplos. Um deles é a queima de uma vela. Quando a vela queima, a parafina vai sendo consumida e transformada em dióxido de carbono e água. A massa da vela antes e depois da queima se mantém a mesma, de acordo com a Lei de Lavoisier.
Outro exemplo é a preparação de um bolo. Ao misturar os ingredientes como farinha, açúcar, ovos e fermento, ocorre uma reação química que resulta em um bolo assado. A massa total dos ingredientes antes de assar é igual à massa do bolo pronto, demonstrando mais uma vez a conservação da matéria.
Podemos também citar a respiração como um exemplo prático da Lei de Lavoisier. Quando respiramos, estamos absorvendo oxigênio e expelindo dióxido de carbono. Apesar das transformações que ocorrem em nosso organismo durante a respiração, a quantidade total de matéria permanece a mesma.
Em resumo, a Lei de Lavoisier é fundamental para compreender as transformações químicas que ocorrem ao nosso redor. Ao observar situações cotidianas como a queima de uma vela, a preparação de um bolo ou mesmo a respiração, podemos confirmar a veracidade dessa lei e sua aplicação em diferentes contextos.
Qual legislação determina a medição da massa de amônia em experimentos químicos?
A medição da massa de amônia em experimentos químicos é determinada pela Lei de conservação da matéria. De acordo com essa legislação, a massa total dos reagentes deve ser igual à massa total dos produtos em uma reação química. Isso significa que a massa de amônia produzida em um experimento químico deve ser igual à massa dos reagentes utilizados.
Para garantir a precisão da medição da massa de amônia, os experimentos químicos devem seguir rigorosamente a Lei de conservação da matéria. Isso envolve pesar com precisão os reagentes antes de uma reação química e medir a massa dos produtos após a reação.
Em laboratórios e indústrias que lidam com a produção de amônia, a medição precisa da massa é essencial para garantir a eficácia dos processos químicos e a segurança dos trabalhadores. Portanto, o cumprimento da legislação que determina a medição da massa de amônia é fundamental em experimentos químicos.
Lei de conservação da matéria: experimentos e exemplos
A lei de conservação da matéria ou massa é aquela que estabelece que, em qualquer reação química, a matéria não é criada ou destruída. Essa lei é baseada no fato de que os átomos são partículas indivisíveis nesse tipo de reação; enquanto nas reações nucleares os átomos são fragmentados, razão pela qual não são considerados reações químicas.
Se os átomos não são destruídos, quando um elemento ou composto reage, o número de átomos deve ser mantido constante antes e depois da reação; que se traduz em uma quantidade constante de massa entre os reagentes e os produtos envolvidos.
Este é sempre o caso se não houver vazamento que cause perda de material; mas se o reator estiver bem 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 para a sua formação. Do mesmo modo, acontece com produtos líquidos ou gasosos, mas é mais propenso a cometer erros ao medir suas massas resultantes.
Essa lei nasceu de experimentos dos séculos passados, fortalecendo-se diante das contribuições de vários químicos famosos, como Antoine Lavoisier .
Considere a reação entre A e B 2 para formar AB 2 (imagem superior). De acordo com a lei de conservação da matéria, a massa de AB 2 deve ser igual à soma das massas de A e B 2 , respectivamente. Então, se A 13g 37g reagir com B 2 , o produto AB 2 deve pesar 50g.
Portanto, em uma equação química, a massa dos reagentes (A e B 2 ) deve sempre ser igual à massa dos produtos (AB 2 ).
Um exemplo muito semelhante ao que acabamos de descrever é a formação de óxidos metálicos, como urina ou ferrugem. A ferrugem é mais pesada que o ferro (embora possa não parecer), uma vez que o metal reagiu com uma massa de oxigênio para gerar o óxido.
Qual é a lei de conservação de matéria ou massa?
Esta lei indica que uma reação química, a massa dos reagentes é igual à massa dos produtos. A lei é expressa na frase “a matéria não é criada nem destruída, tudo é transformado”, como afirma Julius Von Mayer (1814-1878).
A lei foi elaborada de forma independente por Mikhail Lamanósov, em 1745, e por Antoine Lavoisier, em 1785. Enquanto as pesquisas de Lamanósov sobre a Lei de Conservação da Massa precedem as de Lavoisier, elas não eram conhecidas na Europa. por ser escrito em russo.
Os experimentos realizados em 1676 por Robert Boyle os levaram a apontar que, ao incinerar um material em um recipiente aberto, o material aumentou seu peso; talvez devido a uma transformação experimentada pelo próprio material.
As experiências de Lavoiser sobre a incineração de materiais em recipientes com entrada de ar limitada mostraram um ganho de peso. Este resultado estava de acordo com o obtido por Boyle.
Contribuição de Lavoisier
No entanto, a conclusão de Lavoisier foi diferente. Ele achava que durante a incineração era extraída uma quantidade de massa do ar, o que explicaria o aumento de massa observado nos materiais submetidos à incineração.
Lavoiser achava que a massa de metais permanecia constante durante a incineração e que a diminuição da incineração em recipientes fechados não era causada pela diminuição de um flojisto (conceito em desuso), uma suposta essência relacionada à produção de calor.
Lavoiser observou que a diminuição observada foi causada, antes, por uma diminuição na concentração de gases em recipientes fechados.
Como essa lei é aplicada em uma equação química?
A lei de conservação de massa é de importância transcendental na estequiometria, sendo esta última definida como o cálculo das relações quantitativas entre os reagentes e os produtos presentes em uma reação química.
Os princípios da estequiometria foram enunciados em 1792 por Jeremiah Benjamin Richter (1762-1807), que a definiu como a ciência que mede as proporções quantitativas ou proporções de massa dos elementos químicos envolvidos em uma reação.
Em uma reação química, há uma modificação das substâncias envolvidas. Note-se que os reagentes ou reagentes são consumidos para originar os produtos.
Durante a reação química, ocorrem rupturas de ligações entre átomos, bem como a formação de novas ligações; mas o número de átomos envolvidos na reação permanece inalterado. Isso é conhecido como lei da conservação da matéria.
Princípios básicos
Esta lei implica dois princípios básicos:
-O número total de átomos de cada tipo é o mesmo 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.
Equação química
Dito isto, ao representar uma reação química usando 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 + B 2 => AB 2
O subscrito é um número que é colocado no lado direito dos elementos (B 2 e AB 2 ) na sua parte inferior, o que indica o número de átomos de um elemento presente numa 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 restante das espécies) 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, o que indica a direção da reação. Se a reação for reversível, existem duas setas na direção oposta. À esquerda das setas estão os reagentes ou reagentes (A e B 2 ), enquanto à direita estão os produtos (AB 2 ).
Rocking
Equilibrar uma equação química é um procedimento que permite combinar o número de átomos dos elementos químicos presentes nos reagentes com os dos produtos.
Em outras palavras, a quantidade de átomos de cada elemento deve ser a mesma no lado dos reagentes (antes da seta) e no lado dos produtos da reação (depois da seta).
Dizem que quando uma reação é equilibrada, a Lei de Ação em Massa está sendo respeitada.
Portanto, é indispensável equilibrar o número de átomos e as cargas elétricas nos dois lados da seta em uma equação química. Além disso, a soma das massas dos reagentes deve ser igual à soma das massas dos produtos.
No caso da equação representada, ela já está equilibrada (mesmo número de A e B nos dois lados da seta).
Experimentos que comprovam a lei
Incineração de metais
Lavoiser, observando a incineração de metais como chumbo e estanho em recipientes fechados com entrada de ar limitada, percebeu que os metais eram revestidos com calcinados; e também que o peso do metal em um determinado momento de aquecimento era igual ao inicial.
Como o ganho de peso é observado ao queimar um metal, Lavoiser achava que o excesso de peso observado poderia ser explicado por uma certa massa de algo que é extraído do ar durante a incineração. Por esse motivo, a massa permaneceu constante.
Essa conclusão, que poderia ser considerada com uma base científica fraca, não é essa, dado o conhecimento de Lavoiser sobre a existência de oxigênio no momento em que enunciou sua Lei (1785).
Liberação de oxigênio
O oxigênio foi descoberto por Carl Willhelm Scheele em 1772. Posteriormente, Joseph Priesley o descobriu independentemente e publicou os resultados de sua pesquisa, três anos antes de Scheele publicar seus resultados sobre esse mesmo gás.
Priesley aqueceu o monóxido de mercúrio e coletou um gás que produziu um aumento no brilho da chama. Além disso, quando os ratos foram introduzidos em um recipiente com o gás, eles se tornaram mais ativos. Priesley chamou esse gás desflogado.
Priesley comunicou suas observações a Antoine Lavoiser (1775), que repetiu seus experimentos demonstrando que o gás estava no ar e na água. Lavoiser reconheceu o gás como um novo elemento, dando-lhe o nome de oxigênio.
Quando Lavoisier usou como argumento para declarar sua lei, que o excesso de massa observado na incineração de metais se devia a algo extraído do ar, ele pensou no oxigênio, um elemento que se combina com os metais durante a incineração.
Exemplos (exercícios práticos)
Decomposição do monóxido de mercúrio
Se 232,6 do monóxido de mercúrio (HgO) for aquecido, ele se decompõe em mercúrio (Hg) e oxigênio molecular (O 2 ). Com base na lei de conservação de massa e pesos atômicos: (Hg = 206,6 g / mol) e (O = 16 g / mol), indique a massa de Hg e O 2 que é formada.
HgO => Hg + O 2
232,6 g 206,6 g 32 g
Os cálculos são muito diretos, pois exatamente uma mole de HgO está em decomposição.
Incineração de uma fita de magnésio
Uma fita de 1,2 g de magnésio foi incinerada em um recipiente fechado contendo 4 g de oxigênio. Após a reação, 3,2 g de oxigênio não reagido permaneceram. Quanto óxido de magnésio se formou?
A primeira coisa a calcular é a massa de oxigênio que reagiu. Isso pode ser facilmente calculado por subtração:
Massa de O 2 que reagiu = massa inicial de O 2 – massa final de O 2
(4-2,2) g O 2
0,8 g de O 2
Com base na lei de conservação da massa, a massa de MgO formada pode ser calculada.
Massa MgO = massa Mg + massa O
1,2 g + 0,8 g
2,0 g MgO
Hidróxido de cálcio
Uma massa de 14 g de óxido de cálcio (CaO) foi feito reagir com 3,6 g de água (H 2 O), que foi totalmente consumido na reacção para formar 14,8 g de hidróxido de cálcio , Ca (OH) 2 :
Quanto óxido de cálcio reagiu para formar hidróxido de cálcio?
Quanto óxido de cálcio foi deixado?
A reação pode ser esquematizada pela seguinte equação:
CaO + H 2 O => Ca (OH) 2
A equação é equilibrada. Portanto, está em conformidade com a lei de conservação de massa.
Massa de CaO envolvida na reação = massa de Ca (OH) 2 – massa de H 2 O
14,8 g – 3,6 g
11,2 g CaO
Portanto, o CaO que não reagiu (o que sobrou) é calculado subtraindo:
Massa de excesso de CaO = massa presente na reação – massa envolvida na reação.
14 g de CaO – 11,2 g de CaO
2,8 g CaO
Óxido de cobre
Qual é a quantidade de óxido de cobre (CuO) reagir completamente ser formado quando 11 g de cobre (Cu) com oxigénio (O 2 )? Quanto oxigênio é necessário na reação?
O primeiro passo é equilibrar a equação. A equação balanceada é a seguinte:
2Cu + O 2 => 2CuO
A equação é equilibrada, de acordo com a lei de conservação de massa.
O peso atômico do Cu é de 63,5 g / mol e o peso molecular do CuO é de 79,5 g / mol.
É necessário determinar quanto CuO é formado a partir da oxidação completa dos 11 g de Cu:
CuO massa = (11 g de Cu) ∙ (1 mol de Cu / 63,5 g Cu) ∙ (2 mol de CuO / 2mol Cu) ∙ (79,5 g de CuO / mol CuO)
Massa CuO formada = 13,77 g
Portanto, a diferença das massas entre o CuO e o Cu fornece a quantidade de oxigênio envolvida na reação:
Massa de oxigênio = 13,77 g – 11 g
1,77 g O 2
Formação de cloreto de sódio
Uma massa de cloro (Cl 2 foi feita reagir) de 2,47 g, com o suficiente de sódio (Na) e 3,82 g de formado de cloreto de sódio (NaCl). Quanto de Na reagiu?
Equação equilibrada:
2Na + Cl 2 => 2NaCl
De acordo com a lei de conservação de massa:
Massa de Na = massa de NaCl – massa de Cl 2
3,82 g – 2,47 g
1,35 g Na
Referências
- Flores, J. Chemistry (2002). Editorial Santillana.
- Wikipedia (2018). Lei de conservação da matéria. Recuperado de: en.wikipedia.org
- Instituto Politécnico Nacional. (sf). Lei de conservação de massa. CGFIE Recuperado de: aev.cgfie.ipn.mx
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 de janeiro de 2019). Lei de Conservação da Massa. Recuperado de: thoughtco.com
- Shrestha B. (18 de novembro de 2018). A lei da conservação da matéria. Química LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org