Massenerhalt - Ermitteln einer Reaktionsgleichung

Wenn Eisenwolle erhitzt wird, verbindet sie sich mit dem Sauerstoff der sie umgebenden Luft. Auch der Sauerstoff hat eine Masse. Das Gewicht nimmt zu! Wenn man diese Reaktionen in einem abgeschlossenen Gefäss durchführt, wird man feststellen, dass die Masse des Gefässes konstant bleibt. Verbrennt man Holz, so ist die Asche leichter als das Holz. Was bei einer solchen Betrachtung nicht beachtet wurde, ist, dass nicht alle Reaktionsprodukte berücksichtigt wurden. Wenn Holz verbrennt, entsteht Kohlenstoffdioxid (Gas) und Wasserdampf. Auch diese haben eine Masse. Bei chemischen Reaktionen treten also weder Massenzunahmen noch Massenverlust auf. Stoffe können bei chemischen Reaktionen nicht aus dem "Nichts" entstehen, noch können sie spurlos verschwinden.

Bei allen chemischen Reaktionen bleibt die Gesamtmasse der an der Reaktion beteiligten Stoffe erhalten. Die Gesamtmasse der Ausgangsstoffe ist gleich der Gesamtmasse der Reaktionsprodukte.

​$$m(Edukte) = m(Produkte)$$

Die Kerze verbrennt, es entsteht Wasser und Kohlenstoffdioxid.
Umschliesst man die Kerze mit Glas, so ändert sich die Masse nicht, da die Gase nicht entweichen können. Die Wage bewegt sich nicht!

Die Masse der Ausgangsstoffe ergibt sich aus der Summe aller Atommassen der in den Ausgangsstoffen enthaltenen Teilchen. Nach einer chemischen Reaktion haben sich die Atome lediglich umgruppiert und in den Reaktionsprodukten neu angeordnet. Ihre Anzahl ist jedoch erhalten geblieben.

Oft können Edukte und Produkt jedoch nicht eindeutig bestimmt werden (z. B. bei organische Stoffe). Zudem kann eine Reaktion nicht vollständig ablaufen. Die Ermittlung der Massen durch die Massenerhaltung ist hier schwierig. Generell ist die Ermittlung der Massen mithilfe der Stöchiometrie und dem Massenerhaltungsgesetz nur für einfache Reaktionen möglich.

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse

In jeder chemischen Verbindung haben die in ihr gebundenen Elemente ein bestimmtes konstantes Massenverhältnis.

Die Ausgangsstoffe können bei einer chemischen Reaktion nicht in beliebigen, sondern nur in ganz bestimmten Massenverhältnissen miteinander reagieren.

Beispiele:

Ermitteln der Produkte durch das Massenerhaltungsgesetz und der Reaktionsgleichung

Bei der Verbrennung von $$2 \space g$$​ Schwefel ($$S$$​) mit $$2 \space g$$​ Sauerstoff ($$O_2$$) entsteht Schwefeldioxid ($$SO_2$$​).
Reaktionsgleichung: $$S+O_2 \rightarrow SO_2$$​​
Die Massen bleiben erhalten, also gilt: $$m(S)+m(O_2)= m(SO_2)$$​​

Durch die Massenerhaltung muss $$4 \space g$$ Schwefeldioxid entstehen.

Ermitteln der Reaktionsgleichung durch Massenerhaltung und der Molaren Massen

Wasser wird durch Elektrolyse in Wasserstoff und Sauerstoff getrennt. Es entsteht doppelt so viel Wasserstoffgas wie Sauerstoffgas. Durch die Ideale Gasgleichung oder durch Wiegen ist bekannt, dass daher auch doppelt so viele Teilchen Wasserstoff entstehen. Daraus kann man schliessen, dass Wasser aus doppelt so vielen Wasserstoffatomen besteht wie Sauerstoffatomen: $$H_{2x}O_x$$​​

​​​

​Limitierender Faktor

$$3\space g$$​ Magnesium reagiert mit $$1 \space g$$ Sauerstoff, es entsteht Magnesiumoxid $$MgO$$​.

Es soll untersucht werden, ob folgende Reaktion vollständig abläuft.

Massen werden in Stoffmengen umgerechnet:

​$$M=m / n \rightarrow n=m/M$$ mit $$M(O)=16 g/mol, M(Mg) = 24,3 g/mol$$​​

Wir erhalten: $$n(Mg) = 0.123 mol, n(O) = 0.0625 \space mol$$​​

Aus der Reaktionsgleichung haben wir ein Verhältnis von 1 zu 1.

Sauerstoff ist hier der limitierende Faktor.

Durch die Massenerhaltung auf die Reaktionsgleichungen schliessen:

Aluminiumpulver und Sauerstoff reagieren unter starken exothermen Reaktion zu einem neuen Produkt (Aluminiumoxid). Nehmen wir an, dass wir die Verhältnisformel nicht kennen, denn das war auch früher nicht der Fall. Wir stellen lediglich fest, dass bei einer Verbrennung von 160 g Aluminium und 16 g Sauerstoff neben dem neuen Produkt auch noch Aluminium vorliegt. Der Sauerstoff hat nicht ausgereicht, um alles Aluminium abzureagieren. Das neue Produkt hat andere Eigenschaften als Aluminium, deshalb lässt es sich durch eine physikalische Trennmethode trennen. Du kannst jetzt das verbleibende Aluminium wiegen und stellst fest, dass noch 142 g vorhanden sind. Es hat also 18 g Aluminium mit 16 g Sauerstoff reagiert!
Wichtig ist, dass Du verstehst, dass nicht Massen miteinander reagieren, sondern Teilchen. Dividierst Du die Masse von verwendetem Sauerstoff durch die entsprechende Molmasse ($$M(O)\approx 16 \frac{g}{mol}$$​), stellst Du fest, dass $$1 \space mol$$ Sauerstoff verbraucht wurde. Wenn Du jetzt dasselbe mit Aluminium machst, wirst Du feststellen, dass die Zahl genau $$\frac{2}{3}\cdot 1\space mol$$ entspricht. Diese Beobachtung ist unabhängig von den Ausgangsmengen! Das Verhältnis der Stoffmengen wird immer dasselbe sein!

Das liegt wie Du vielleicht schon weisst daran, dass die Reaktion in stöchiometrischen Verhältnissen verläuft. Die Reaktionsgleichung sieht so aus:

​$$4Al\space +\space 3O_2\rightarrow 2Al_2O_3$$​​

Somit lässt sich aus einfachem Abwiegen der Edukte und Produkte auf die Reaktionsgleichung oder zumindest auf die Verhältnis-Formel  $$Al_{2x}O_{3x}$$ schliessen (z. B. $$Al_{2}O_{3}$$​, $$Al_{4}O_{6}$$​ oder $$Al_{6}O_{9}$$) wobei heute natürlich bekannt ist, dass $$Al_{2}O_{3}$$​ die richtige Summenformel ist.

Hast Du gewusst, dass durch die Relativitätstheorie bewiesen wurde, dass Energie und Masse in Relation zueinander stehen? Da bei Reaktionen Energie an die Umgebung abgegeben bzw. aufgenommen werden kann (z.B. Wärme), kann sich das Gewicht um einen unglaublich geringen Wert ändern. Genau genommen gilt daher die Massenerhaltung nur für abgeschlossene Systeme, also nur für solche Systeme, die weder Energie aufnehmen noch an die Umgebung abgeben. Die Paarvernichtung, bei der ein Elektron und ein Positron vernichtet werden und zwei Photonen erzeugt werden, wäre ein einfaches Gegenbeispiel.