Los primeros experimentos cuantitativos que demostraron la ley de la conservación de la materia se atribuyen al famoso científico francés Jaseph Antoine Laurent Lavoisier (17431794). Sus más célebres experimentos fueron en la esfera de la combustión. En sus tiempos se explicaba la combustión con base en la teoría del flogisto, según la cual todas las sustancias inflamables contenían una sustancia llamada flogisto, la cual se desprendía durante el proceso de la combustión. Sin embargo, cuando Lavoisier usó sus delicadas balanzas encontró que la sustancia poseía una masa mayor después de dicho proceso, lo cual refutaba la teoría del flogisto. De acuerdo con sus resultados experimentales, Lavoisier estableció varias conclusiones. En primer lugar, reconoció claramente la falsedad de la teoría del flogisto sobre la combustión y declaró que ésta es la unión del oxígeno con la sustancia que arde. En segundo lugar, demostró claramente su teoría de la indestructibilidad o conservación de la materia, la cual expresa que la sustancia puede combinarse o alterarse en las reacciones, pero no puede desvanecerse en la nada ni crearse de la nada. Esta teoría se convirtió en la base de las ecuaciones y ecuaciones y fórmulas de la química moderna. moderna. En 1774, Lavoisier realizó un experimento experimento calentando un recipiente de vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la masa antes del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño + aire) y después del calentamiento (recipiente de vidrio + "estaño calentado" + el resto de aire), era la misma. Mediante experimentos posteriores demostró que el producto de la reacción, estaño calentado (óxido de estaño), consistía en el estaño original junto con parte del aire. Experimentos como este demostraron a Lavoisier que el oxígeno del aire es esencial para la combustión y le llevaron a formular la ley de “
conservación de la masa . ”
En este laboratorio nosotros comprobaremos dicha ley utilizando diferentes soluciones y procesos como la filtración y evaporación del agua los cuales nos ayudarán a separar el soluto del solvente, además de realizar operaciones estequiometrias.
Con el experimento realizado para demostrar la Ley de conservación de masas,
a
través de la reacción con sulfato de cobre. Se observa que la obtención tanto de cobre puro, como del sulfato de cobre anhidro, hay una mínima diferencia con respecto al dato teórico, todo lo contrario a la obtención de agua; en este caso se observa una diferencia de más de 50%. Según la teoría “"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total
de los reactivos es igual a la masa total de los productos" eso se debió obtener, pero como se sabe en todo experimento por múltiples factores muchas veces no se llega al resultado que debería de ser, para este caso la limitante tiempo es una gran factor ya que podemos asegura que los productos de esta reacción no fueron iguales en masa, ya que por ejemplo para la obtención agua se ha obtuvo una cantidad de 0.24g una gran diferencia con un % de más del 50%; significando ello que no se dio el tiempo suficiente para poder evaporizar el agua impregnado en el soluto CuSO4.5H2O; la exposición a calor debió tomar mayor tiempo.
Y con respecto al Cu y CuSO4 se obtuvieron
0.008% 0.04% de porcentaje de erro
respectivamente; una mínima diferencia que se pudo deber a que se perdió muestra al momento de filtrarlo a través del papel filtro, pudieron haber quedado mínimas cantidades, pero que no dejan de ser significativas para la demostración de que la masa se debe de conservar.
A través del experimento no pudimos demostrar a 100% el cumplimiento de la ley de conservación de masas, ya que por mínimas que fueron las diferencias, esta ley es muy clara y exacta pero las diferencias obtenidas fueron mínimas y sino se llegó a lo esperado pues fueron por factores
que limitaron a la demostración de la
estequiometria en la reacción. Después de disolver el sulfato de cobre en agua se agregó zinc pudiéndose ver que el cobre se sedimenta, volviéndose así en cobre metálico, y quedando como solvente el sulfato de zinc; este proceso ocurre debido a que hay una reducción por parte del cobre porque gana electrones y también una oxidación por parte del zinc ya que pierde electrones. Después de separar el sulfato de zinc del cobre metálico se puede observar inmediatamente que quedan pequeñas partículas del cobre en el papel filtro, decidimos agregar agua sobre el papel filtro para diluir la mezcla sólida que se ha formado en el filtro, al hacer esto, probablemente en el filtrado se encontrara un volumen mayor, a lo que podemos llegar con esto, es que vamos a necesitar más energía térmica para evaporar la mezcla, sometiéndonos a que parte de los cristales también se evaporen junto a la solución. La ley de la conservación de la materia es de gran utilidad en los diferentes procesos químicos porque nos permite recuperar sin una perdida significante de peso una cantidad dada de un elemento que hemos sometido a diferentes reacciones.
1. A partir del sulfato de cobre pentahidratado [ CuSO 45H2O ] pesado inicialmente; calcular la cantidad de CuSO 4, de H2O y de Cu y compararlos con los resultados obtenidos
en
la
práctica.
Se tiene 1.96g de CuSO 45H2O pesado inicialmente, por teoría se afirma que:
CuSO4 + 5H2O
CuSO45H2O
Al sacar el peso molecular de cada uno de los reactantes tenemos que: Cu = 63.6g/mol S = 32 g/mol O = 16 g/mol H2O = 18 g/mol al realizar la estequiometria tenemos como resultado Cu + S + O 4 + 5(H2O) = 63.6 + 32 + 4(16) + 5(18)= 249.6 g/mol Hallamos el peso del CuSO 45H2O que es 249.6 g/mol, a continuación efectuamos una regla de tres simples tomando como valores el peso mo lecular de 1g/mol de CuSO 45H2O, el peso molecular de 5H 2O y el peso molecular de 1.96 g/mol de CuSO 45H2O; y lo colocamos de la siguiente manera: n CuSO45H2O
Y H2O
m CuSO45H2O
X
Ahora remplazando los datos en la formula, tenemos lo siguiente: er
1 Paso:
do
2 Paso:
249.6 g/mol CuSO4 H2O
90 g/mol H2O
1.96 g/mol CuSO4 H2O
X g/mol H2O
X H2O = 1.96 g/mol CuSO4 H2O * 90 g/mol H2O 249.6 g/mol CuSO4 H2O
Al resolver la ecuación se obtiene como resultado: er
3 Paso:
1.96 g/mol CuSO4 H2O
0.70g/mol H2O
Entonces procedemos a hacer la misma operación para obtener el Cu y el CuSO 4; teniendo ya como resultados teóricos:
Cu: 0.49 g/mol
CuSO4: 1.25 g/mol
H2O: 0.70 g/mol
Para obtener los datos prácticos, evaluamos los datos obtenidos en el experimento:
Vaso de precipitado: 44.60g
Vaso precipitado + CuSO 4 H2O: 45.8g
Vaso + Cu : 45.05
Y podemos hallar el valor de Cobre (Cu):
(Vaso Precipitado + Cu) – (Vaso Precipitado) = 45.05 – 44.60 o
Cu = 0.45g
Ahora aplicando la regla de 3 simples obtenemos el peso de CuSO 4 y del H2O
CuSO4 = 1.20g
H2O
= 0.76g
Procedemos a comparar los datos Teóricos junto con los Prácticos: Cu
CuSO4
H2O
Teórico
0.49g
1.25g
0.70g
Practico
0.45g
1.20g
0.76g
2. Explicar las diferencias entre los valores experimentales y teóricos. Cu
CuSO4
H2O
Teórico
0.49g
1.25g
0.70g
Practico
0.45g
1.20g
0.76g
Al observar la tabla, se obtiene como resultado un mínimo porcentaje de error, en los productos de la reacción química, pero que no llegan a un porcentaje significativo, siendo esto menos del 1% de variación. Esta variación de los resultados prácticos con respecto a los teóricos, se puede dar a consecuencia a la inadecuada manipulación de los instrumentos, fallo del material a utilizar; se pueden tomar casos en que la muestra no se evaporice por completo o que la muestra realice un burbujeo precipitado. Para estos casos se efectúa un porcentaje de error que presenta la siguiente ecuación: Porcentaje de Error =
Diferencia
x100
Resultado teórico Entonces realizando las siguientes ecuaciones hallamos el po rcentaje de error de cada resultado:
Cu
= 81.63%
CuSO4 = 4%
H2O
= 8.57%
3. Establecer las relaciones estequiometrias del sistema químico de la práctica.
CuSO45H2O
▲
CuSO4 (s) + 5H2O(g)
Teniendo el Sulfato de Cobre Pentahidratado dentro de un Vaso Precipitado lo exponemos a calor y tenemos al sulfato de cobre en estado sólido con una coloración Plomo Verdusco; el reactante Pentahidratado paso a estado gaseoso y se dividió del Sulfato de Cobre.
CuSO4 (s) + nH2O
CuSO4(ac)
Al Sulfato de Cobre Anhidro se le agrega determinado volumen de agua, dando como resultado Sulfato de Cobre Acuoso.
CuSO4(ac) + Zn(g)
Cu(s) + ZnSO4(ac)
Para este caso, la solución acuosa de Sulfato de Cobre en combinación con el soluto de Zinc no da Cobre puro mas Sulfato de Zinc en estado acuoso, previa a una intensa agitación.
