HVAD ER VÆGTLOVER INDEN FOR KEMI? (EKSEMPLER) - KEMI - 2025

De ponderal kemiens love er dem, der har vist, at massen af de stoffer, der reagerer ikke gør det i en vilkårlig eller tilfældig måde; men ved at opretholde en konstant matematisk andel af hele tal eller submultipler deraf, hvor elementernes atomer hverken oprettes eller ødelægges.

Tidligere krævede etablering af disse love ekstraordinære indsatser for at resonnere; fordi selvom det forekommer for åbenlyst nu, var de atomære og molekylære masser af henholdsvis elementerne eller forbindelserne ikke engang kendt.

Kilde: Jeff Keyzer fra Austin, TX, USA

Da det ikke vidste nøjagtigt, hvor meget en mol atomer af hvert element var lige, måtte kemikere i det 18. og 19. århundrede stole på de reaktante masser. Så rudimentære analytiske balance (øverste billede) var uadskillelige ledsagere i løbet af de hundreder af eksperimenter, der kræves for at etablere vægtlove.

Det er af denne grund, at når du studerer disse kemiske love, støder du på massemålinger på hvert øjeblik. Takket være dette, ekstrapolere resultaterne af eksperimenterne, blev det opdaget, at rene kemiske forbindelser altid dannes med den samme masseandel af deres bestanddele.

Lov om bevarelse af masse

Denne lov siger, at den samlede masse af reaktanterne i en kemisk reaktion er lig med den samlede masse af produkterne; så længe det betragtede system er lukket, og der ikke er nogen udveksling af masse og energi med dets omgivelser.

I en kemisk reaktion forsvinder stoffer ikke, men omdannes til andre stoffer med samme masse; dermed den berømte sætning: ”intet er skabt, intet ødelægges, alt omdannes”.

Historisk set blev loven om bevarelse af masse i en kemisk reaktion først foreslået i 1756 af Mikhail Lomonsov, der viste resultaterne af hans eksperimenter i hans tidsskrift.

Senere i 1774 præsenterede Antoine Levoisier, fransk kemiker, resultaterne af hans eksperimenter, der gjorde det muligt at etablere dette; som nogle også kalder Lavoisiers lov.

-Lavoisier eksperimenter

I Lavoisiers tid (1743-1794) var der Phlogiston Theory, ifølge hvilke organer havde evnen til at tage ild eller brænde. Lavoisiers eksperimenter gjorde det muligt at kaste denne teori.

Lavoisier udførte adskillige metalforbrændingsforsøg. Han vejede omhyggeligt materialerne før og efter forbrænding i en lukket beholder og fandt, at der var en tilsyneladende stigning i vægt.

Men Lavoiser konkluderede, baseret på sin viden om iltens rolle i forbrændingen, at vægtforøgelsen i forbrændingen skyldtes indblanding af ilt i det brændende materiale. Begrebet metalliske oxider blev født.

Derfor forblev summen af ​​masserne af de forbrændte metaller og ilt uændret. Denne konklusion muliggjorde oprettelsen af ​​loven om bevarelse af masse.

-Balance af ligninger

Loven om bevarelse af masser fastslog behovet for at afbalancere kemiske ligninger og garanterede, at antallet af alle elementer, der er involveret i en kemisk reaktion, både som reaktanter eller som produkter, er nøjagtigt det samme.

Dette er et væsentligt krav for nøjagtigheden af ​​de støkiometriske beregninger, der skal udføres.

-Calculations

Vandmol

Hvor mange mol vand kan der produceres under forbrænding af 5 mol methan i overskud af ilt? Vis også, at loven om bevarelse af materie gælder.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

I betragtning af reaktionens afbalancerede ligning konkluderes det, at 1 mol methan producerer 2 mol vand.

Problemet kan løses direkte med en enkel tilgang, da vi ikke har 1 mol men 5 mol CH ₄:

Mol vand = 5 mol CH ₄ (2 mol H ₂ O / 1 mol CH ₄)

= 10

Dette ville svare til 180 g H ₂ O. Også 5 mol eller 220 g CO _{2 blev dannet}, hvilket svarer til en samlet masse på 400 g produkter.

Derfor skal 400 g reagenser reagere for at lovgivningen om bevarelse af stof skal opfyldes ikke mere ikke mindre. Af disse 400 g, 80 g svarer til 5 mol CH ₄ (multipliceret med molekylmasse på 16 g / mol) og 320 g til 10 mol O ₂ (på samme måde af sin molekylmasse på 32 g / mol).

Forbrænding af et magnesiumbånd

Et 1,50 g magnesiumbånd blev brændt i en lukket beholder indeholdende 0,80 g ilt. Efter forbrænding forblev 0,25 g oxygen i beholderen. a) Hvilken masse ilt reagerede? b) Hvor meget magnesiumoxid blev dannet?

Massen af ​​ilt, der reageres, opnås ved en simpel forskel.

Forbrugt iltmasse = (startmasse - restmasse) ilt

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

I henhold til loven om bevarelse af masse, Masse magnesiumoxid = masse magnesium + masse ilt

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Lov med bestemte proportioner

Joseph Louis Proust (1754-1826), fransk kemiker, indså, at ved en kemisk reaktion reagerer de kemiske elementer altid i faste proportioner af masser for at danne en specifik ren forbindelse; derfor er dens sammensætning konstant, uanset kilden eller oprindelsen, eller hvordan den syntetiseres.

Proust udgav i 1799 loven med bestemte proportioner, der siger, at: "Når to eller flere elementer kombineres for at danne en forbindelse, gør de det i et fast masseforhold." Så dette forhold er fast og afhænger ikke af den strategi, der blev fulgt til forberedelse af forbindelsen.

Denne lov er også kendt som loven for konstant sammensætning, som siger, at: "Enhver kemisk forbindelse i en tilstand af renhed indeholder altid de samme elementer, i en konstant andel af massen."

-Illustration af loven

Jern (Fe) reagerer med svovl (S) for at danne jernsulfid (FeS). Der kan bemærkes tre situationer (1, 2 og 3):

For at finde det forhold, som elementerne kombineres i, skal du dele den større masse (Fe) med den mindre masse (S). Beregningen giver et forhold på 1,75: 1. Denne værdi gentages under de tre givne betingelser (1, 2 og 3), hvor den samme andel opnås, skønt forskellige masser anvendes.

Det vil sige 1,75 g Fe kombineres med 1,0 g S for at give 2,75 g FeS.

-applikationer

Ved at anvende denne lov kan man kende nøjagtigt masserne af de elementer, der skal kombineres for at opnå en ønsket masse af en forbindelse.

På denne måde kan der opnås information om overskydende masse af nogle af de elementer, der er involveret i en kemisk reaktion, eller om der er et begrænsende reagens i reaktionen.

Derudover anvendes det til at kende den centesimale sammensætning af en forbindelse, og baseret på sidstnævnte kan formlen for en forbindelse etableres.

Centesimal sammensætning af en forbindelse

Kuldioxid (CO ₂) dannes ved følgende reaktion:

C + O ₂ => CO ₂

12 g kulstof kombinerer 32 g ilt for at give 44 g kuldioxid.

Så procentdelen af ​​kulstof er lig med

Carbonprocent = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Procentdel af ilt = (32 g / 44 g) 100%

Procentdel af ilt = 72,7%

Ved hjælp af erklæringen fra loven om konstant sammensætning kan det bemærkes, at kuldioxid altid består af 27,3% kulstof og 72,7% ilt.

-Calculations

Svovltrioxid

Ved omsætning af 4 g og 6 g svovl (S) med ilt (O) i forskellige kar blev der opnået henholdsvis 10 g og 15 g svovltrioxid (SO ₃).

Hvorfor blev sådanne mængder svovltrioxid opnået og ikke andre?

Beregn også den mængde svovl, der kræves for at kombinere med 36 g ilt og massen af ​​den opnåede svovltrioxid.

Del A)

I den første beholder blandes 4 svovl med X g oxygen til opnåelse af 10 g trioxid. Hvis loven om bevarelse af masse anvendes, kan vi løse for iltmassen, der kombineres med svovl.

Masse ilt = 10 g ilttrioxid - 4 g svovl.

= 6 g

I kar 2 blandes 6 g svovl med X g ilt for at opnå 15 svovltrioxid.

Masse ilt = 15 g svovltrioxid - 6 g svovl

= 9 g

Vi fortsætter derefter med at beregne O / S-forholdene for hver container:

O / S-forhold i situation 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

O / S-forhold i situation 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Hvilket er i overensstemmelse med det, der er anført i loven med definerede proportioner, hvilket indikerer, at elementerne altid kombineres i den samme andel for at danne en bestemt forbindelse.

Derfor er de opnåede værdier korrekte og værdier, der svarer til anvendelsen af ​​loven.

Del b)

I det foregående afsnit blev en værdi på 1,5 / 1 beregnet for O / S-forholdet.

g svovl = 36 ilt (1 g svovl / 1,5 g ilt)

= 24 g

g svovltrioxid = 36 g ilt + 24 g svovl

= 60 g

Klor og magnesium

Chlor og magnesium kombineres i forholdet 2,95 g chlor for hver g magnesium. a) Bestemm masserne af klor og magnesium, der er nødvendige for at opnå 25 g magnesiumchlorid. b) Hvad er den procentvise sammensætning af magnesiumchlorid?

Del A)

Baseret på værdien 2,95 for Cl: Mg-forholdet, kan følgende fremgangsmåde foretages:

2,95 g Cl + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Derefter:

g Cl = 25 g MgCl ₂ · (2,95 g Cl / 3,95 g MgCl ₂)

= 18,67

g Mg = 25 g MgCl ₂ · (1 g Mg / 3,95 g MgCl ₂)

= 6,33

Derefter kombineres 18,67 g chlor med 6,33 g magnesium for at producere 25 g magnesiumchlorid.

Del b)

Først beregne molekylvægten af magnesiumchlorid, MgC ₂:

Molekylvægt MgC ₂ = 24,3 g / mol + (2 35,5 g / mol)

= 95,3 g / mol

Magnesiumprocent = (24,3 g / 95,3 g) x 100%

= 25,5%

Chlorprocent = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Lov med flere proportioner eller Daltons lov

Loven blev udtalt i 1803 af den franske kemiker og meteorolog John Dalton, baseret på hans observationer vedrørende reaktionerne fra atmosfæriske gasser.

Loven blev udtalt på følgende måde: "Når elementer kombineres for at give mere end en forbindelse, forenes en variabel masse af en af ​​dem med en fast masse af den anden, og den første har i relation til kanoniske og utydelige tal".

Også: "Når to elementer kombineres for at give anledning til forskellige forbindelser, givet en fast mængde af et af dem, er de forskellige mængder af det andet element, der kombineres med den faste mængde til fremstilling af forbindelserne, i forhold til enkle heltal."

John Dalton lavede den første moderne beskrivelse af atomet som en komponent af kemiske elementer, da han påpegede, at elementerne er sammensat af udelelige partikler kaldet atomer.

Derudover postulerede han, at forbindelser dannes, når atomer i forskellige elementer kombineres med hinanden i enkle heltalforhold.

Dalton afsluttede Prousts undersøgelsesværker. Han angav eksistensen af ​​to tinoxider med procenter på henholdsvis 88,1% og 78,7% tin med de tilsvarende procentdel af ilt, henholdsvis 11,9% og 21,3%.

-Calculations

Vand og brintperoxid

Viser, at forbindelserne vand, H ₂ O, og hydrogenperoxid, H ₂ O ₂, opfylder lov af flere andele.

Elementernes atomvægt: H = 1 g / mol og ilt = 16 g / mol.

Molekylvægte af forbindelserne: H ₂ O = 18 g / mol og H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Hydrogen er det element med en fastsat mængde i H ₂ O og H ₂ O ₂, så vil blive etableret proportionerne mellem O og H i begge forbindelser.

O / H-forhold i H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

O / H-forhold i H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Forholdet mellem begge proportioner = (16/1) / (8/1)

= 2

Så O / H-forholdet mellem hydrogenperoxid og vand er 2, et simpelt heltal. Derfor demonstreres overholdelse af loven om flere proportioner.

Kvælstofoxider

Hvilken masse ilt kombineres med 3,0 g nitrogen i a) nitrogenoxid, NO og b) nitrogendioxid, NO ₂. Vis, at NO og NO ₂ overholder loven om flere proportioner.

Kvælstofmasse = 3 g

Atomvægte: nitrogen, 14 g / mol og ilt, 16 g / mol.

Beregninger

I NO kombineres et N-atom med 1 O-atom, så massen af ​​ilt, der kombineres med 3 g nitrogen, kan beregnes ved hjælp af følgende fremgangsmåde:

g O = g nitrogen · (PA. O / PA. N)

= 3 g (16 g / mol / 14 g / mol)

= 3,43 g O

I NO ₂ kombineres et N-atom med 2 O-atomer, så massen af ​​ilt, der er kombineret, er:

g ilt = 3 g (32 g / mol / 14 g / mol)

= 6,86 g O

O / N-forhold i NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1,143

O / N-forhold i NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2.282

Værdien af ​​forholdet mellem O / N-proportioner = 2.282 / 1.143

= 2

Så værdien af ​​O / N-forholdet er 2, et simpelt heltal. Derfor er loven om flere andele opfyldt.

Lov om gensidige forhold

Denne lov, der er formuleret af Richter og Carl F. Wenzel hver for sig, fastslår, at masseproportionerne af to forbindelser med et fælles element muliggør bestemmelse af andelen af ​​en tredje forbindelse mellem de andre elementer, hvis de reagerer.

For eksempel, hvis du har de to forbindelser AB og CB, kan du se, at det fælles element er B.

Richter-Wenzel-loven eller gensidige proportioner siger, at vi ved at vide, hvor meget af A, der reagerer med B for at give AB, og hvor meget af C, der reagerer med B for at give CB, kan vi beregne massen af ​​A, der er nødvendig for at reagere med en masse C til dannelse af AC.

Og resultatet er, at forholdet A: C eller A / C skal være en multipel eller submultiple af A / B eller C / B. Denne lov er imidlertid ikke altid opfyldt, især når elementerne præsenterer forskellige oxidationstilstande.

Af alle overvejelseslove er dette måske det mest "abstrakte" eller komplicerede. Men hvis du analyserer det fra et matematisk synspunkt, vil det ses, at det kun består af konverteringsfaktorer og annulleringer.

-Examples

Metan

Hvis det er kendt, at 12 g kulstof reagerer med 32 g oxygen til dannelse af kuldioxid; og at der på den anden side 2 g af hydrogen reagerer med 16 g ilt til formular vand, derefter massen proportioner C / O og H / O for CO ₂ og H ₂ O, henholdsvis, kan estimeres.

Beregning af C / O og H / O har vi:

C / O = 12 g C / 32g O

= 3/8

H / O = 2g H / 16g O

= 1/8

Oxygen er det fælles element, og du vil vide, hvor meget kulstof der reagerer med brint for at producere metan; det vil sige, at du vil beregne C / H (eller H / C). Derefter er det nødvendigt at foretage en opdeling af de foregående proportioner for at vise, hvorvidt gensidighed er opfyldt eller ej:

C / H = (C / O) / (H / O)

Bemærk, at på denne måde O'er annulleres, og C / H forbliver:

C / H = (3/8) / (1/8)

= 3

Og 3 er et multiplum af 3/8 (3/8 x 8). Dette betyder, at 3 g C reagerer med 1 g H for at give methan. Men for at kunne sammenligne det med CO ₂ multipliceres C / H med 4, hvilket er lig med 12; dette giver 12 g C, som reagerer med 4 g H til dannelse af methan, hvilket også er sandt.

Magnesiumsulfid

Hvis det er kendt, at 24 g magnesium reagerer med 2 g brint til dannelse af magnesiumhydrid; Endvidere reagerer 32 g svovl med 2 g brint for at danne svovlbrinte, elementet til fælles er brint, og vi ønsker at beregne Mg / S ud fra Mg / H og H / S.

Derefter beregner vi Mg / H og H / S separat, vi har:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2g H / 32g S

= 1/16

Det er dog praktisk at bruge S / H til at annullere H. Derfor er S / H lig med 16. Når dette er gjort, fortsætter vi med at beregne Mg / S:

Mg / S = (Mg / H) / (S / H)

= (12/16)

= 3/4

Og 3/4 er en submultiple på 12 (3/4 x 16). Mg / S-forholdet indikerer, at 3 g Mg reagerer med 4 g svovl til dannelse af magnesiumsulfid. Du skal dog multiplicere Mg / S med 8 for at kunne sammenligne det med Mg / H. Således reagerer 24 g Mg med 32 g svovl for at give dette metallsulfid.

Aluminiumchlorid

Det er kendt, at 35,5 g Cl reagerer med 1 g H til dannelse af HCI. Også, 27 g Al reagerer med 3 g H til dannelse ALH ₃. Find andelen af ​​aluminiumchlorid, og fortæl, om denne forbindelse adlyder Richter-Wenzel-loven.

Igen fortsætter vi med at beregne Cl / H og Al / H separat:

Cl / H = 35,5 g Cl / 1 g H

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Nu beregnes Al / Cl:

Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)

= 9 / 35,5

≈ 0,250 eller 1/4 (faktisk 0,253)

Det vil sige, at 0,250 g Al reagerer med 1 g Cl til dannelse af det tilsvarende salt. Men igen skal Al / Cl ganges med et tal, der gør det muligt at sammenligne det (for nemheds skyld) med Al / H.

Unøjagtigheder i beregningen

Al / Cl ganges derefter med 108 (27 / 0,250), hvilket giver 27 g Al, som reagerer med 108 g Cl. Dette er ikke nøjagtigt tilfældet. Hvis vi for eksempel tager værdien 0,253 gange Al / Cl og multiplicerer den med 106,7 (27 / 0,253), vil vi have, at 27 g Al reagerer med 106,7 g Cl; der er tættere på virkeligheden (AlCl ₃, med en PA på 35,5 g / mol til Cl).

Her ser vi, hvordan Richter's lov kan begynde at vakle over præcision og misbrug af decimaler.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Flores, J. Química (2002). Redaktionel Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (Sf). Ponderal og volumetriske love. Gendannes fra: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (Sf). Lov om kemisk kombination. Gendannes fra: toppr.com
5. Strålende. (2019). Lov om kemisk kombination. Gendannet fra: brilliant.org
6. Kemi LibreTexts. (2015, 15. juli). Grundlæggende kemiske love. Gendannes fra: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (18. januar 2019). Lov om konservering af masse Gendannes fra: thoughtco.com