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

Reakcja sody oczyszczonej z octem

RM9Tk2krVsL711

Zdjęcie przedstawia palące się węglowe brykiety ułożone w stos.

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 3³ 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.

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.

Film dostępny na portalu epodreczniki.pl

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.

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 $\mathrm{2,4}\mathrm{ g}+\mathrm{1,6}\mathrm{ g}=4\mathrm{ g}$ tlenku magnezu:

RDPTZCAGwt7Ay1

Ilustracja przedstawia czarną tablicę, na której białą czcionką zapisane jest równanie reakcji chemicznej syntezy magnezu i tlenu w tlenek magnezu. Pod symbolami po lewej stronie równania oraz pod wzorem związku chemicznego po prawej żółtą czcionką zapisane zostały masy substancji biorących udział w reakcji: 2,4 grama magnezu, 1,6 grama tlenu oraz 4 gramy tlenku magnezu. Pod tą ostatnią wartością znajduje się też uwaga, że jest to suma mas substratów.

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

R7TDaKtGSZXND1

Ilustracja przedstawia czarną tablicę, na której białą czcionką zapisane jest równanie reakcji chemicznej wymiany tlenku miedzi i węgla w miedź i dwutlenek węgla. Pod symbolami pierwiastków i wzorami związków chemicznych żółtą czcionką zapisane zostały masy substancji biorących udział w reakcji: 15,9 grama tlenku miedzi, 1,2 grama węgla oraz 4,4 grama dwutlenku węgla. Waga pod symbolem miedzi została podana w postaci niewiadomej x.

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

RW3ERGwHzRkBz1

Równanie do zadania reakcji tlenku miedzi i węgla w miedź i dwutlenek węgla.

Po przekształceniach równania i wykonaniu obliczeń poznamy masę miedzi:

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

Ilustracja przedstawia czarną tablicę, na której białą czcionką zapisane jest równanie reakcji chemicznej wymiany magnezu i kwasu solnego w wodór i chlorek magnezu. Pod symbolami pierwiastków i wzorami związków chemicznych żółtą czcionką zapisane zostały słownie nazwy substancji biorących udział w reakcji.

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

Ilustracja przedstawia czarną tablicę, na której białą czcionką zapisane jest równanie reakcji chemicznej wymiany magnezu i kwasu solnego w wodór i chlorek magnezu. Pod symbolami pierwiastków i wzorami związków chemicznych żółtą czcionką zapisane zostały masy substancji biorących udział w reakcji: 2,4 grama magnezu, 7,6 grama kwasu chlorowodorowego oraz 9,5 grama chlorku magnezu. Waga pod symbolem wodoru została podana w postaci niewiadomej x.

Krok

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

$\text{2,4 g + 7,3 g = x + 9,5 g}$

$\text{x = 2,4 g + 7,3 g - 9,5 g = 0,2 g}$

Krok

Określamy liczbę cząsteczek wodoru powstałego w wyniku reakcji.

• Obliczamy masę cząsteczkową wodoru, ${\text{H}}_{\text{2}}$:

$\text{masa cząsteczkowa wodoru = 2 · masa atomowa wodoru = 2 · 1 u = 2 u}$

• Obliczamy masę cząsteczki wodoru wyrażoną w gramach, wiedząc, że:

$\text{1 u = 1,66 ·}{\text{ 10}}^{\text{-24}}\text{ g}$

$\text{masa cząsteczki wodoru wyrażona w gramach = 2 · 1,66 · }{\text{10}}^{\text{-24}}\text{ g = 3,32 · }{\text{10}}^{\text{-24}}\text{ g }$

• 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

  Ilustracja przedstawia tabelę ilustrującą dwa sposoby wykonania zadania. Pierwszym sposobem jest obliczenie dokonane na podstawie proporcji. W proporcji tej jedna cząsteczka H2 waży 3,32 razy dziesięć do minus dwudziestej czwartej grama, a x cząsteczek H2 waży 0,2 grama. Z tego wynika, że x to 6,02 razy dziesięć do dwudziestej drugiej potęgi. Drugim sposobem jest wykorzystanie wzoru, zgodnie z którym liczba cząsteczek wodoru równa jest masie wodoru podzielonej przez masę jednej cząsteczki wodoru i wynik obliczeń jest taki sam, jak przy poprzedniej metodzie. Co chyba nie powinno dziwić.

  

Krok

Udzielamy odpowiedzi:
W wyniku reakcji 2,4 g magnezu z 7,3 g kwasu solnego wydzieliło się 0,2 g wodoru, czyli powstało $\text{ 6,02 ·}{\text{ 10}}^{\text{22}}$ cząsteczek tego gazu.

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.

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 (${\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$), i danych zawartych w układzie okresowym możemy określić stosunek masowy wodoru do tlenu w wodzie ($\text{2 }\text{: 16}$ czyli $1\mathrm{}:8$), 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.

Niezależnie od miejsca wydobycia chlorku sodu (głównego składnika soli kamiennej i morskiej) skład tego związku chemicznego jest zawsze taki sam, co opisuje wzór: NaCl.

RidC1n8NS0fu71

Zdjęcie prezentuje kryształ chlorku sodu czyli soli kamiennej. Można się w nim bez trudu dopatrzyć niemal idealnie prostopadłościennych struktur, a sam kryształ jest mlecznobiały i w dużym stopniu przezroczysty.

R1FlbtyR70j0D1

Zdjęcie przedstawia korytarz największej czynnej kopalni soli kamiennej w Polsce, która znajduje się w Kłodawie. Jest to fragment trasy turystycznej, szerokie i bardzo wysokie pomieszczenie z wytyczoną ścieżką dla zwiedzających, w całości wydrążone w pokładzie soli.

RPZETCFs3uRhK1

Zdjęcie przedstawia znajdujący się w południowo zachodniej Boliwii największy na świecie obszar zawierający pokłady soli, będący pozostałością po wyschniętym słonym jeziorze. Równina solna przedstawiona w kadrze rozciąga się po horyzont, a na pierwszym planie widoczne są liczne sterty zebranej soli.

RBJJrteOrjyo31

Ilustracja przedstawia trzy zdjęcia salin. Pierwsze od lewej przedstawia miasteczko i same leżące nad nim saliny oglądane ze wzgórza lub nisko lecącego samolotu. Miasteczko zajmuje dolną część kadru, a kwadratowe ułożone w szachownicę saliny ciągną się daleko aż po widoczne na horyzoncie wzgórza. Środkowe zdjęcie przedstawia wielkie saliny widoczne z lotu ptaka, ponownie w porównaniu z nimi obszary budynków są bardzo niewielkie. Saliny znajdują się nad brzegiem morza lub połączonych ze sobą jezior i odznaczają się bajecznymi barwami: czerwone, żółte i brązowe. Na trzecim zdjęciu, po prawej stronie prezentowany jest ciąg salin z bliska. W tej znajdującej się najbliżej pracuje człowiek zbierający sól w podłużny kopiec za pomocą przyrządu przypominającego grabie.

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, ${\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$, 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: $\text{1 g + 8 g = 9 g}$. 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.

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.

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.

Film dostępny na portalu epodreczniki.pl

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.

R17A1yNn2B0dW1

Plansza z napisem Oblicz masę glinu w gramach, jaka znajduje się w próbce jego tlenku, jeśli wiadomo, że zawiera ona 96 gramów tlenu.

RF0MDD3bZwDJn1

Plansza ze wzorem tlenku glinu Al2O3 oraz obliczeniami stosunku masowego glinu do tlenu w tym związku. Po podłożeniu danych z układu okresowego pierwiastków (masa atomowa glinu to 27 u, a masa atomowa tlenu to 16 u) okazuje się, że stosunek masowy glinu do tlenu w badanym tlenku wynosi 27:24.

RMPXWIPBcqh0K1

Plansza z napisem przypominającym prawo stałości składu i wynikające z tego konsekwencje, a więc to, że stosunek masowy pierwiastków w próbce tlenku glinu wynosi 27 do 24.

RBEG5Nb81te3k1

Plansza, którą otwiera hasło: Wiedząc, że stosunek masowy poszczególnych pierwiastków w związku jest zawsze stały i niezależny od masy próbki w związku, układamy proporcję. Po ułożeniu proporcji 27 do 24 ma się tak, jak stosunek masowy pierwiastków w próbce tlenku glinu następuje podłożenie do niej danych liczbowych.

RIxHQgoDCSgMc1

Plansza z obliczeniami, które rozpoczyna proporcja 27 do 24 ma się tak, jak masa glinu w próbce do 96 gramów. Po niezbędnych przekształceniach i obliczeniach uzyskany wynik, czyli masę glinu w próbce, która wynosi 108 gramów.

RbLHiyXBHYHGt1

Plansza końcowa, w której odpowiedź na zadanie, czyli Masa glinu w próbce tlenku glinu wynosi 108 gramów wyróżniona jest kolorem niebieskim.

Obliczanie masy wody

Instrukcja: Obliczanie masy wody

Krok

Obliczamy stosunek masowy pierwiastków chemicznych w wodzie na podstawie wzoru sumarycznego:
wzór sumaryczny: ${\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$
stosunek masowy wodoru do tlenu w wodzie: 2 : 16, czyli $\text{1 : 8}$

Krok

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

RtDPBXetmj1ZP1

Układamy proporcję 1

Krok

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

$\frac{\text{1}}{\text{8}}\text{ = }\frac{\text{10 g}}{\text{masa tlenu}}$

$\text{masa tlenu = }\frac{\text{10 g · 8}}{\text{1}}\text{ = 80 g}$

Krok

Obliczamy masę wody, która uległa rozkładowi:

$\text{masa wody = masa wodoru + masa tlenu = 80 g + 10 g = 90 g}$

Krok

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

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: $\text{NaCl}$
stosunek masowy sodu do chloru: $\text{23 : 35,5}$

Krok

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

RRdCep4wb0hYM1

Układamy proporcję 2

Krok

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

$\frac{\text{23}}{\text{35,5}}\text{ = }\frac{\text{masa sodu}}{\text{6 g - masa sodu}}$

$\text{masa sodu =}\frac{\text{23 ·(6 g - masa sodu) }}{\text{35,5}}\text{ = }\frac{\text{138 g - 23 · masa sodu }}{\text{35,5}}$

$\text{35,5 · masa sodu = 138 g - 23·masa sodu}$

$\text{35,5 · masa sodu + 23 · masa sodu = 138 g }$

$\text{58,5 · masa sodu = 138 g}$

$\text{masa sodu =}\frac{\text{138 g}}{\text{58,5}}\text{= 2,36 g}$

Krok

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

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.

Słowniczek

Antoine Laurent Lavoisier (czyt. antła lorą lawłazje)

R1J3iSxGuqrLl1

Portret Antoine'a Laurenta Lavoisiera, osiemnastowieczno francuskiego chemika z okresu poprzedzającego Rewolucję Francuską, który swoimi odkryciami, takimi jak między innymi sformułowanie zasady zachowania masy zapoczątkował chemię w postaci, jakiej znamy ją dzisiaj.

Antoine Lavoisier

26.08.1743–8.05.1794

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

Portret Michaiła Łomonosowa, osiemnastowiecznego rosyjskiego chemika, który w rzeczywistości pierwszy odkrył prawo zachowania masy, jednak z uwagi na mały zasięg oddziaływania jego prac pisanych wyłącznie po rosyjsku nie miał większego wpływu na uczonych w innych krajach.

Michaił Łomonosow

19.11.1711–15.04.1765

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.

Joseph Louis Proust (czyt. żuzef lłi prust)

Ri9Ocp80ztnjc1

portret Josepha Louisa Prousta, francuskiego chemika z przełomu osiemnastego i dziewiętnastego wieku, twórcy prawa stałości składu oraz odkrywcy nieznanych wcześniej związków chemicznych.

Joseph Louis Proust

26.09.1754–5.07.1826

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.

Zadania