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.

Lei de conservação da matéria: experimentos e exemplos 1

Reação química entre A e B2. Fonte: Gabriel Bolívar

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

Lei de conservação da matéria: experimentos e exemplos 2

Queima de fita de magnésio. Fonte: Capt. John Yossarian [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0) ou GFDL (http://www.gnu.org/copyleft/fdl.html)], do Wikimedia Commons

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

  1. Flores, J. Chemistry (2002). Editorial Santillana.
  2. Wikipedia (2018). Lei de conservação da matéria. Recuperado de: en.wikipedia.org
  3. Instituto Politécnico Nacional. (sf). Lei de conservação de massa. CGFIE Recuperado de: aev.cgfie.ipn.mx
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 de janeiro de 2019). Lei de Conservação da Massa. Recuperado de: thoughtco.com
  5. Shrestha B. (18 de novembro de 2018). A lei da conservação da matéria. Química LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org

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