Prawo zachowania masy

Prawo zachowania masy stanowi, że masa substratów jest równa masie produktów reakcji chemicznej.

Korzystając z równania reakcji możemy dokonać interpretacji masowej:

• Współczynniki stechiometryczne w równaniu pokazują nam liczbę moli reagentów
• Mnożąc liczbę moli przez masę molową otrzymujemy masę każdej substancji
• Suma mas po obu stronach równania musi być taka sama

Przykład:

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

Sprawdzenie:

• Substraty:

  • 1 mol Ca(OH)₂ = 74 g
  • 2 mole HNO₃ = 2 · 63 g = 126 g
  • Łączna masa substratów: 74 g + 126 g = 200 g

• Produkty:

  • 1 mol Ca(NO₃)₂ = 164 g
  • 2 mole H₂O = 2 · 18 g = 36 g
  • Łączna masa produktów: 164 g + 36 g = 200 g

Kluczowa zasada: Masa substratów (200 g) = masa produktów (200 g), co potwierdza prawo zachowania masy. Materia nie znika ani nie powstaje z niczego podczas reakcji chemicznych.

Przykłady zastosowania prawa zachowania masy

Zadanie 1

Obliczanie masy tlenku wapnia powstałego w wyniku rozkładu węglanu wapnia.

Dane:

• Masa węglanu wapnia: 250 g
• Masa otrzymanego tlenku węgla (IV): 110 g

Rozwiązanie:

1. Zapisujemy równanie reakcji:

   CaCO₃ → CaO + CO₂
   

2. Stosujemy prawo zachowania masy:

   • Masa substratu = masa produktów
   • 250 g = x + 110 g
   • x = 250 g - 110 g
   • x = 140 g

Odpowiedź: W wyniku rozkładu 250 g węglanu wapnia powstanie 140 g tlenku wapnia.

Zadanie 2

Obliczanie masy i objętości tlenu biorącego udział w reakcji z amoniakiem.

Dane:

• Masa amoniaku: 17 g
• Masa powstałego tlenku azotu (II): 30 g
• Masa powstałej wody: 27 g
• Gęstość tlenu: 1,43 g/dm³

Rozwiązanie:

1. Zapisujemy i uzgadniamy równanie reakcji:

   4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
   

2. Stosujemy prawo zachowania masy:

   • 17 g + x = 30 g + 27 g
   • x = 57 g - 17 g
   • x = 40 g

3. Obliczamy objętość tlenu:

   • V = m/d = 40 g / 1,43 g/dm³ ≈ 30 dm³

Ważna metoda: Aby obliczyć nieznaną masę jednego z reagentów, należy wykorzystać prawo zachowania masy i ułożyć równanie z jedną niewiadomą. Objętość gazu można następnie obliczyć ze wzoru na gęstość V = m/d.

Kontynuacja przykładów

Dokończenie zadania 2

Odpowiedź: Z 17 g amoniaku przereagowało 40 g tlenu. Objętość tlenu wynosiła ok. 30 dm³.

Zadanie 3

Obliczanie masy i liczby cząsteczek wodoru powstałego w reakcji magnezu z kwasem solnym.

Dane:

• Masa magnezu: 2,4 g
• Masa kwasu solnego: 7,3 g
• Masa powstałego chlorku magnezu: 9,5 g

Równanie reakcji:

Mg + 2HCl → H₂ + MgCl₂

Instrukcja rozwiązania:

Krok 1: Zestawienie danych

Mg + 2HCl → H₂ + MgCl₂
2,4 g   7,3 g     x g   9,5 g

Krok 2: Obliczenie masy wodoru na podstawie prawa zachowania masy

• 2,4 g + 7,3 g = x + 9,5 g
• x = 2,4 g + 7,3 g - 9,5 g
• x = 0,2 g

Praktyczna wskazówka: W każdej reakcji chemicznej suma mas substratów (tutaj: magnezu i kwasu solnego) musi być równa sumie mas produktów (wodoru i chlorku magnezu). Pozwala to na obliczenie nieznanej masy dowolnego reagenta, jeśli znamy masy pozostałych.

Obliczanie liczby cząsteczek

Dokończenie zadania 3

Krok 3: Określenie liczby cząsteczek wodoru

• Masa cząsteczkowa wodoru (H₂) = 2 · 1 u = 2 u
• Obliczenie liczby cząsteczek można wykonać na dwa sposoby:

Sposób 1 - za pomocą proporcji:

• 1 cząsteczka H₂ waży 3,32 · 10⁻²⁴ g
• x cząsteczek waży 0,2 g
• x = (0,2 · 1) / (3,32 · 10⁻²⁴) = 6,02 · 10²²

Sposób 2 - za pomocą wzoru:

• liczba cząsteczek wodoru = masa wodoru / masa jednej cząsteczki
• liczba cząsteczek wodoru = 0,2 g / (3,32 · 10⁻²⁴ g) = 6,02 · 10²²

Krok 4: Odpowiedź W wyniku reakcji 2,4 g magnezu z 7,3 g kwasu solnego wydzieliło się 0,2 g wodoru, czyli powstało 6,02 · 10²² cząsteczek tego gazu.

Ważny wniosek: Znając masę substancji i masę pojedynczej cząsteczki, możemy obliczyć liczbę cząsteczek w danej próbce. To pokazuje związek między makroskopowymi pomiarami (masa w gramach) a mikroskopową strukturą materii (liczba cząsteczek).

Równania chemiczne nie tylko opisują jakościowe zmiany zachodzące podczas reakcji, ale także umożliwiają precyzyjne obliczenia ilościowe dzięki prawu zachowania masy. Jest to podstawa całej chemii ilościowej - od przemysłu po laboratorium.