Wróć do informacji o e-podręczniku Udostępnij materiał Wydrukuj

Nic w przyrodzie nie ginie – to powiedzenie dotyczy podstawowej zasady rządzącej przemianami w naszym świecie. Jego zasadność poparto wynikami wielu obserwacji i eksperymentów na długo przed tym, zanim ludzie dowiedzieli się o istnieniu atomów i o sposobach ich łączenia. W tym module poznasz treść fundamentalnych praw, których sformułowanie przyczyniło się do rozwoju nauk przyrodniczych.

Już wiesz
  • że reakcje chemiczne to przemiany, podczas których powstają nowe substancje;

  • że równanie reakcji chemicznej to zapis przebiegu przemiany chemicznej za pomocą symboli pierwiastków i wzorów związków chemicznych;

  • że substraty to substancje biorące udział w reakcji chemicznej, a produkty to substancje otrzymane w jej wyniku;

  • jak określić stosunek masowy w związku chemicznym na podstawie jego wzoru.

Nauczysz się
  • definiować prawo zachowania masy oraz prawo stałości składu;

  • interpretować prawo stałości składu;

  • stosować w obliczeniach chemicznych prawo zachowania masy i prawo stałości składu.

imWVKwlMiM_d5e180

1. Czy masa substratów zmienia się podczas reakcji chemicznej?

Obserwując przebieg reakcji chemicznych, możemy opisać efekty, które im towarzyszą, na przykład zmianę barwy, efekt dźwiękowy, emisję światła. Czasami możemy także odnieść wrażenie, że substancji biorących udział w reakcji ubywa lub przybywa.

R1SmO57tMIAIW1
Obserwując reakcję sody oczyszczonej z octem, moglibyśmy sądzić, że masa substancji zwiększa się. Jednak jest to efekt tworzenia piany przez powstający w wyniku reakcji gaz (dwutlenek węgla)
RM9Tk2krVsL711
Podczas spalania węgla wydaje się, że masa substancji zmniejsza się. Jest to spowodowane powstawaniem gazowego dwutlenku węgla i pary wodnej, które opuszczają środowisko reakcji chemicznej

Już w XVIII wieku zajmowano się porównywaniem mas substratów i produktów. Badania te, prowadzone niezależnie przez dwóch chemików, Rosjanina Michaiła ŁomonosowaMichaił ŁomonosowMichaiła Łomonosowa (1756) i Francuza Antoine’a LavoisieraAntoine Laurent LavoisierAntoine’a Lavoisiera (czyt. antła lawłaziera)(1785), doprowadziły do sformułowania ogólnego prawa przyrody, które nazwano prawem zachowania masyprawo zachowania masyprawem zachowania masy. Według tego prawa w układzie zamkniętym (w którym produkty reakcji nie opuszczają tego układu) łączna masa substratów jest równa sumie mas produktów. Oznacza to, że z tej samej masy substratów powstaje taka sama masa produktów, czyli że podczas przemiany chemicznej masa substancji w nich uczestniczących nie ulega zmianie.
Konieczność uzgadniania (bilansowania) równań reakcji jest właśnie konsekwencją przestrzegania prawa zachowania masy. Aby suma mas substratów była identyczna z łączną masą produktów, liczby atomów tego samego rodzaju po obu stronach równania reakcji muszą być jednakowe.

Kontrola masy substancji biorących udział w reakcji sody oczyszczonej z octem
Doświadczenie 1
Problem badawczy

Czy masa produktów jest większa, mniejsza, czy taka sama jak masa substratów, z których powstały?

Hipoteza

Masa produktów jest identyczna z masą użytych substratów.

Co będzie potrzebne
  • waga analityczna,

  • soda oczyszczona,

  • ocet,

  • mała kolba miarowa,

  • balonik,

  • łyżeczka.

Instrukcja
  1. Do balonika wsyp 2–3 łyżeczki sody oczyszczonej.

  2. Do kolby miarowej nalej 20–30 cmIndeks górny 3 octu.

  3. Załóż balonik na szyjkę kolby. Uważaj przy tym, aby soda nie dostała się do wnętrza kolby.

  4. Postaw zestaw na wadze analitycznej.

  5. Gdy masa kolby na wadze ustali się, podnieś balonik i wsyp sodę do octu.

  6. Obserwuj wskazania wagi.

Podsumowanie

Po wsypaniu sody do octu reakcja przebiegała gwałtownie. Objętość mieszaniny reakcyjnej wzrosła. Masa układu reakcyjnego nie uległa zmianie.
Przeprowadzone doświadczenie potwierdza prawo zachowania masy. W czasie trwania przemiany masa substancji bioracych udział w reakcji chemicznej nie ulega zmianie.

R1QLaoN7iq68K1
Film rozpoczyna się ujęciem stołu laboratoryjnego zawierającego substancje i sprzęt niezbędne do przeprowadzenia doświadczenia. Znajduje się tutaj waga cyfrowa, kolbka stożkowa z miarką, łyżeczka, balonik, opakowanie sody spożywczej i butelka octu. Na tym tle wyświetlany jest biały napis Reakcja sody oczyszczonej z octem. W tle sceny widać rozmyte dłonie i fartuch demonstratora. Zmiana ujęcia na prezentujące w zbliżeniu kolejne elementy zestawu. Do kolbki wlewany jest ocet, a do balonika wsypywana soda oczyszczona. Balonik naciągany jest na szyjkę kolby. Cały zestaw ustawiony zostaje na wadze, która wskazuje 119,45 grama. Ręka demonstratora unosi balonik przesypując jego zawartość, czyli sodę do octu. Reakcja jest gwałtowna, wydzielający się gaz i piana napełniają balonik. Nie wpływa to żaden sposób na wskazania wagi. Z lewej strony obrazu wjeżdża na ekran czarna plansza, na której pojawia się napis. Masa reagentów jest stała. Następuje zmiana ujęcia na zbliżenie wskaźnika wagi. Pojawia się kolejny napis: Przebieg reakcji jest zgodny z prawem zachowania masy.
imWVKwlMiM_d5e290

2. Jak można wykorzystać prawo zachowania masy w obliczeniach chemicznych?

Prawo zachowania masy pomaga określić masę jednej substancji, gdy znamy masy pozostałych substratów i produktów. Znajomość tego prawa pozwala także obliczyć między innymi ilość produktów powstających z określonej masy substratów. Na przykład, jeśli wiemy, że przereagowały ze sobą 2,4 g magnezu i 1,6 g tlenu, to w prosty sposób możemy ustalić, że w wyniku tej reakcji chemicznej powstały 2,4 g+1,6 g=4 g tlenku magnezu:

RDPTZCAGwt7Ay1
Źródło: Agnieszka Lipowicz, licencja: CC BY 3.0.

W przypadku innej przemianie – reakcji wymiany tlenku miedzi(II) z węglem – możemy ustalić masę miedzi, jeśli znamy masy substratów i masę drugiego produktu:

R7TDaKtGSZXND1
Źródło: Agnieszka Lipowicz, licencja: CC BY 3.0.

Zgodnie z prawem zachowania masy łączna masa substratów ma być równa sumie mas produktów:

RW3ERGwHzRkBz1
Źródło: Dariusz Adryan, licencja: CC BY 3.0.

Po przekształceniach równania i wykonaniu obliczeń poznamy masę miedzi:

x = 15,9 g + 1,2 g - 4,4 g = 12,7 g

Dzięki wykorzystaniu prawa zachowania masy możemy stwierdzić, że w wyniku reakcji 15,9 g tlenku miedzi(II) z 1,2 g węgla powstanie 12,7 g miedzi.

Polecenie 1

Przeprowadzono doświadczenie, w którym do wody wprowadzono chlorowodór, a następnie wrzucono magnez w postaci wiórków. Zaobserwowano wydzielenie się gazu, którym był wodór. Podczas doświadczenia przereagowało ze sobą 2,4 g magnezu i 7,3 g kwasu solnego. Produktami tej przemiany były wodór i chlorek magnezu. Ustalono masę chlorku magnezu, która wynosiła 9,5 g. Przebieg reakcji opisuje poniższe równanie:

RwhGvuGs5dM891
Źródło: Agnieszka Lipowicz, licencja: CC BY 3.0.

Oblicz masę wodoru powstałego w wyniku tej reakcji oraz określ liczbę cząsteczek tego gazu.

Obliczania masy wodoru powstałej w wyniku reakcji
Instrukcja: Obliczania masy wodoru powstałej w wyniku reakcji
Krok

Zestawiamy dane z polecenia:

R11mIBwEMtnKO1
Źródło: Agnieszka Lipowicz, licencja: CC BY 3.0.
Krok

Na podstawie prawa zachowania masy obliczamy masę wodoru otrzymanego w reakcji:

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

Określamy liczbę cząsteczek wodoru powstałego w wyniku reakcji.

  • Obliczamy masę cząsteczkową wodoru, H2:

masa cząsteczkowa wodoru = 2 · masa atomowa wodoru = 2 · 1 u = 2 u
  • Obliczamy masę cząsteczki wodoru wyrażoną w gramach, wiedząc, że:

1 u = 1,66 · 10-24 g
masa cząsteczki wodoru wyrażona w gramach = 2 · 1,66 · 10-24 g = 3,32 · 10-24 g 
  • Ustalamy, ile cząsteczek wodoru znajduje się w masie wodoru z treści zadania (0,2 g). Możemy to zrobić na dwa sposoby przy użyciu proporcji lub wzoru:

    RWZjTZrnIhM2b1
    Źródło: Krzysztof Jaworski, licencja: CC BY 3.0.

Krok

Udzielamy odpowiedzi:
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.

imWVKwlMiM_d5e427

3. Czy związki chemiczne mają jednakowy skład?

Pod koniec XVIII wieku francuski chemik Joseph Louis ProustJoseph Louis ProustJoseph Louis Proust (czyt. żuzef lłi prust) sformułował prawo odnoszące się do składu związków chemicznych, które nazwano prawem stałości składuprawo stałości składuprawem stałości składu.

Prawo stałości składu
Prawo: Prawo stałości składu

Stosunek mas pierwiastków tworzących związek chemiczny jest stały dla danego związku i nie zależy od miejsca oraz sposobu jego otrzymywania.

Dziś prawo to wydaje się nam oczywiste i mało odkrywcze. Ale musimy pamiętać, że zostało sformułowane w czasach, gdy nie wiedziano nic na temat budowy materii, nieznane były takie pojęcia jak pojęcie atomu czy cząsteczki i nikt nie posługiwał się wzorami chemicznymi związków. Obecnie na podstawie wzoru chemicznego, na przykład wody (H2O), i danych zawartych w układzie okresowym możemy określić stosunek masowy wodoru do tlenu w wodzie (: 16 czyli 1:8), natomiast niecałe 150 lat temu wyciągnięcie takiego wniosku wymagało wielu żmudnych prac doświadczalnych.

Sformułowanie tego prawa miało fundamentalne znaczenie dla dalszego rozwoju chemii. Stało się ono podwaliną pod kolejne badania prowadzące do stworzenia teorii atomistycznej budowy materii.

Ciekawostka

Bertolidy
Znana jest grupa związków chemicznych, niemających stałego składu ilościowego. Nazywa się je bertolidami – od nazwiska francuskiego chemika Claude’a Louisa Bertholleta (czyt. kloda lłisa bertoleta), który nie zgadzał się z koncepcją stałego składu związku chemicznego. Przykładem bertolidu jest tlenek żelaza(II), będący związkiem jonowym i tworzący kryształy. Jego wzór to FeO. Z powodu defektów sieci krystalicznej występuje w niej niedobór jonów żelaza i rzeczywisty stosunek atomów odpowiada wzorowi Fe0,95O.

imWVKwlMiM_d5e552

4. Jak można wykorzystać prawo stałości składu w obliczeniach chemicznych?

Znajomość prawa zachowania masy i prawa stałości składu jest podstawą obliczeń chemicznych. Dzięki nim można ustalić proporcje, w jakich substraty przereagowały ze sobą, tworząc określone produkty, lub oszacować ilość powstałych produktów na podstawie masy użytych substratów.

Stosunek wagowy wodoru do tlenu w cząsteczce wody, H2O, wynosi 1:8, co oznacza, że w wodzie na 1 część masową wodoru przypada 8 części masowych tlenu. Niezależnie od tego, jakmi jednostkami masyn będziemy się posługiwać, wymienione zależności zawsze będą takie same. Na przykład, jeśli w danej próbce wody znajduje się 1 g wodoru, to tlenu będzie 8 g, a próbka wody będzie miała masę: 1 g + 8 g = 9 g. Ten sam stosunek masowy będzie istniał zarówno w jednej cząsteczce wody o masie cząsteczkowej 18 u, jak i w próbkach wody o masie 18 g, 200 kg czy 1 tony.
Stosunek masowy poszczególnych pierwiastków w związku jest zawsze stały – niezależny od masy próbki związku, a także od sposobu otrzymywania tego związku.

Polecenie 2

Określ, ile kilogramów tlenu znajduje się w 9 kg wody.

Wskazówka

Stosunek masowy wodoru do tlenu w wodzie wynosi 1 : 8.

R1IfzgtgXmTYb1
Nagranie rozpoczyna się planszą z treścią zadania: Określ rodzaj tlenku siarki, czy jest to tlenek siarki cztery, czy tlenek siarki sześć, jeśli w próbce tlenku o masie 20 gramów znajduje się 8 gramów siarki. Pojawia się podpowiedź, że rozwiązanie zadania wymaga określenia stosunku masowego w badanej próbce i porównania go do stosunków masowych występujących w tlenkach siarki. Proponowana jest też kolejność wykonywania obliczeń: obliczanie masy tlenu w tlenku siarki z treści zadania, określenie stosunku masowego tlenu do siarki, ustalenie stosunków masowych w obu znanych rodzajach tlenków siarki i porównanie ich z tym z treści zadania. Z ekranu znikają wszystkie kroki poza pierwszym, który się powiększa. Obliczenie masy tlenu wymaga prostego działania matematycznego: 20 gramów minus 8 gramów daje 12 gramów tlenu w próbce. Następuje wyliczanie proporcji masy siarki do masy tlenu, która wynosi 8 do 12. Poniżej tego wyniku pojawia się tabela zawierająca szacunki mas tlenu do siarki w obu rodzajach tlenków siarki. Dla tlenku siarki cztery, czyli SO2 jest to 32:32, a dla tlenku siarki sześć, czyli SO3 jest to 32:48. Następuje zmiana planszy na zawierającą tabelę z zestawieniem stosunki masowe wszystkich trzech tlenków SO2, SO3 i nieustalonego tlenku z treści zadania. Aby móc łatwo porównać te wartości, obliczona proporcja 8:12 zostaje obustronnie pomnożona przez 4. Po pomnożeniu wynosi ona 32:48. Podświetlone zostają wiersze tabeli zawierające identyczne proporcje tlenku z treści zadania oraz SO3. Pojawia się odpowiedź: Substancją z treści zadania jest tlenek siarki sześć.
Polecenie 3

Oblicz masę wody poddanej analizie, jeśli w jej wyniku tej reakcji powstało 10 g wodoru. Podaj masę powstałego tlenu.

Obliczanie masy wody
Instrukcja: Obliczanie masy wody
Krok

Obliczamy stosunek masowy pierwiastków chemicznych w wodzie na podstawie wzoru sumarycznego:
wzór sumaryczny: H2O
stosunek masowy wodoru do tlenu w wodzie: 2 : 16, czyli 1 : 8

Krok

Tworzymy wyrażenie opisujące stosunek masowy składników wody z uwzględnieniem danych z polecenia:

RtDPBXetmj1ZP1
Źródło: Krzysztof Jaworski, licencja: CC BY 3.0.
Krok

Zestawiamy obliczony stosunek masowy składników wody (krok 1.) z utworzonym wyrażeniem (kroku 2.):

18 = 10 gmasa tlenu
masa tlenu = 10 g · 81 = 80 g
Krok

Obliczamy masę wody, która uległa rozkładowi:

masa wody = masa wodoru + masa tlenu = 80 g + 10 g = 90 g
Krok

Udzielamy odpowiedzi:
Reakcji rozkładu poddano 90 g wody. W jej wyniku powstało 80 g tlenu.

Polecenie 4

Oblicz, ile gramów sodu znajduje się w dziennej maksymalnej dawce soli kuchennej, wynoszącej 6 gramów chlorku sodu.

Obliczanie ilości sodu w dziennej dawce soli kuchennej
Instrukcja: Obliczanie ilości sodu w dziennej dawce soli kuchennej
Krok

Obliczamy stosunek masowy pierwiastków w chlorku sodu na podstawie jego wzoru sumarycznego:
wzór sumaryczny: NaCl
stosunek masowy sodu do chloru: 23 : 35,5

Krok

Zapisujemy wyrażenie opisujące stosunek masowy składników chlorku sodu z uwzględnieniem danych z polecenia:

RRdCep4wb0hYM1
Źródło: Krzysztof Jaworski, licencja: CC BY 3.0.
Krok

Zestawiamy obliczony stosunek masowy składników (krok 1.) z utworzonym wyrażeniem (krok 2.) i obliczamy masę sodu:

2335,5 = masa sodu6 g - masa sodu
masa sodu =23 ·(6 g - masa sodu) 35,5 = 138 g - 23 · masa sodu 35,5
35,5 · masa sodu = 138 g - 23·masa sodu
35,5 · masa sodu + 23 · masa sodu = 138 g 
58,5 · masa sodu = 138 g
masa sodu =138 g 58,5= 2,36 g
Krok

Udzielamy odpowiedzi:
W 6 g chlorku sodu znajduje się 2,36 g sodu.

imWVKwlMiM_d5e782

Podsumowanie

  • Według prawa zachowania masy stwierdza w każdej reakcji chemicznej łączna masa substratów jest równa sumie mas produktów otrzymanych w jej wyniku.

  • Na podstawie prawa zachowania masy można policzyć masę jednego z substratów lub produktów, jeśli masy pozostałych są znane.

  • Prawo stałości składu mówi, że stosunek masowy pierwiastków w związku chemicznym jest zawsze stały oraz niezależny od sposobu i miejsca jego otrzymania (każdy związek chemiczny ma niezmienny skład jakościowy i ilościowy).

  • Znajomość stosunku masowego pierwiastków chemicznych w związku pozwala obliczyć masę pierwiastków chemicznych w określonej masie związku.

  • Na podstawie stosunku masowego pierwiastków w związku chemicznym można ustalić jego wzór sumaryczny.

Praca domowa
Polecenie 5.1

Podczas ogrzewania 200 g wapienia powstało 112 g tlenku wapnia. Oblicz, ile gramów tlenku węgla(IV) otrzymano. Zapisz równanie reakcji, jeśli wiadomo, że głównym składnikiem wapienia jest węglan wapnia o wzorze sumarycznym CaCO3, który podczas prażenia ulega rozkładowi na dwa produkty (tlenek wapnia i tlenek węgla(IV)).

Polecenie 5.2

Zastanów się i odpowiedz, o czym trzeba pamiętać, przeprowadzając potwierdzające prawo zachowania masy doświadczenia, podczas którego powstają produkty gazowe.

imWVKwlMiM_d5e844

Słowniczek

Antoine Laurent Lavoisier (czyt. antła lorą lawłazje)
R1J3iSxGuqrLl1
Jeden z dwóch twórców prawa zachowania masy

Antoine Lavoisier

Francuski chemik, który zapoczątkował rozwój nowożytnej chemii, wprowadzając pomiary ilościowe. Udowodnił, że wszystkie pierwiastki występują w trzech stanach skupienia, wyjaśnił procesy spalania i oddychania, sformułował zasadę zachowania masy w reakcjach chemicznych, wykazał obecność tlenu i azotu w powietrzu, przeprowadził analizę i syntezę wody oraz określił skład wielu substancji, np. tlenku siarki(IV), kwasu siarkowego(VI) i kwasu azotowego(V). Pieniądze na prowadzenie badań chemicznych uzyskiwał, pracując jako poborca podatkowy. Został stracony w czasie rewolucji francuskiej. Na prośbę Lavoisiera o przedłużenie życia w celu dokończenia prowadzonych przez niego prac badawczych sędzia odpowiedział: Rewolucja nie potrzebuje uczonych. Po śmierci został uniewinniony.

Michaił Łomonosow
RlOmUtchb1UM21
Jeden z dwóch odkrywców prawa zachowania masy

Michaił Łomonosow

Rosyjski chemik, który jako pierwszy odkrył prawo zachowania masy. W 1760 r. opublikował pracę, w której udowadniał to prawo, pisząc między innymi, że jeżeli gdzieś ubędzie nieco materii, to przybędzie w innym miejscu. Jego rozprawy naukowe nie były powszechnie znane, ponieważ pisał tylko w języku rosyjskim. Oprócz prac w obszarze chemii prowadził też badania z zakresu fizyki i geologii. Był także poetą.

prawo stałości składu
prawo stałości składu

prawo odnoszące się do stosunków masowych w związkach chemicznych, zgodnie z którym stosunek masowy pierwiastków w związku chemicznym jest zawsze stały i niezależny od sposobu oraz miejsca jego otrzymania

prawo zachowania masy
prawo zachowania masy

reguła, według której mówi w przypadku każdej reakcji chemicznej całkowita masa substratów jest równa łącznej masie produktów

Joseph Louis Proust (czyt. żuzef lłi prust)
Ri9Ocp80ztnjc1
Twórca prawa stałości składu

Joseph Louis Proust

Chemik francuski, twórca prawa stałości składu (zwanego także prawem stosunków stałych). Na potwierdzenie swoich tez wykonał badania wielu związków chemicznych (dużo pracy poświęcił węglanowi miedzi(II), który otrzymywał z różnych źródeł oraz rozmaitymi sposobami, wykazując jego niezmienny skład ilościowy). Odkrył nieznane wcześniej związki chemiczne, między innymi glukozę, lecytynę. Za wkład w rozwój wiedzy chemicznej przyznano mu tytuł członka Francuskiej Akademii Nauk w Paryżu.

imWVKwlMiM_d5e1149

Zadania

Ćwiczenie 1
REd92cUosfRv21
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, Agnieszka Kamińska-Ostęp, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 2
RYQHL7hTvaqj61
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, Agnieszka Kamińska-Ostęp, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 3
RWRLJtDlNNeT21
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 4
R2Wb12NxiR9rp1
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 5
R115pEewnhcaT1
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, Agnieszka Kamińska-Ostęp, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 6
R60IQT98WNv4P1
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 7
R1TcCPcJJ8Bz31
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 8
R1VJSdaBxz9nF1
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.
Ćwiczenie 9
RiXkBiGXObjZ01
zadanie interaktywne
Źródło: Bożena Karawajczyk, licencja: CC BY 3.0.