JAKIE SĄ PRAWA CIĘŻARU CHEMII? (PRZYKŁADY) - CHEMIA - 2026

W Ponderal'a prawa chemii są te, które wykazały, że mas substancji, które reagują nie zrobić w sposób arbitralny lub sposób losowy; ale zachowując stałą matematyczną proporcję liczb całkowitych lub ich podwielokrotności, w których atomy pierwiastków nie są ani tworzone, ani niszczone.

W przeszłości ustanowienie tych praw wymagało niezwykłych wysiłków rozumowania; ponieważ chociaż wydaje się to zbyt oczywiste teraz, zanim masy atomowe i masy cząsteczkowe pierwiastków lub związków, odpowiednio, nie były nawet znane.

Źródło: Jeff Keyzer z Austin w Teksasie, USA

Ponieważ nie było wiadomo, ile dokładnie odpowiada jeden mol atomów każdego pierwiastka, chemicy w XVIII i XIX wieku musieli polegać na masach reagentów. Tak więc podstawowe wagi analityczne (górne zdjęcie) były nieodłącznymi towarzyszami podczas setek eksperymentów wymaganych do ustalenia praw wagi.

Z tego powodu studiując te prawa chemii, w każdym momencie natrafiasz na pomiary masy. Dzięki temu ekstrapolując wyniki eksperymentów odkryto, że czyste związki chemiczne zawsze powstają z takim samym udziałem masowym ich pierwiastków składowych.

Prawo zachowania masy

To prawo mówi, że w reakcji chemicznej całkowita masa reagentów jest równa całkowitej masie produktów; tak długo, jak rozpatrywany system jest zamknięty i nie ma wymiany masy i energii z otoczeniem.

W reakcji chemicznej substancje nie znikają, ale są przekształcane w inne substancje o jednakowej masie; stąd słynne zdanie: „nic nie jest tworzone, nic nie jest niszczone, wszystko ulega przemianie”.

Historycznie rzecz biorąc, prawo zachowania masy w reakcji chemicznej zostało po raz pierwszy zaproponowane w 1756 roku przez Michaiła Łomonsowa, który przedstawił wyniki swoich eksperymentów w swoim dzienniku.

Później, w 1774 roku, Antoine Levoisier, francuski chemik, przedstawił wyniki swoich eksperymentów, które pozwoliły to ustalić; które niektórzy nazywają również prawem Lavoisiera.

-Lavoisier eksperymenty

W czasach Lavoisiera (1743-1794) istniała teoria Flogistonu, zgodnie z którą ciała miały zdolność zapalania się lub palenia. Eksperymenty Lavoisiera umożliwiły odrzucenie tej teorii.

Lavoisier przeprowadził liczne eksperymenty ze spalaniem metali. Ostrożnie zważył materiały przed i po spaleniu w zamkniętym pojemniku, stwierdzając, że nastąpił wyraźny przyrost masy.

Jednak Lavoiser, opierając się na swojej wiedzy o roli tlenu w spalaniu, doszedł do wniosku, że przyrost masy podczas spalania był spowodowany włączeniem tlenu do spalanego materiału. Narodziła się koncepcja tlenków metali.

Dlatego suma mas metali poddanych spalaniu i tlenu pozostała niezmieniona. Wniosek ten pozwolił na ustanowienie Prawa Zachowania Mszy.

-Bilans równań

Prawo zachowania mas ustanowiło potrzebę zbilansowania równań chemicznych, gwarantując, że liczba wszystkich pierwiastków biorących udział w reakcji chemicznej, zarówno jako reagenty, jak i produkty, jest dokładnie taka sama.

Jest to zasadniczy wymóg dokładności wykonywanych obliczeń stechiometrycznych.

-Calculations

Mole wodne

Ile moli wody można wyprodukować podczas spalania 5 moli metanu z nadmiarem tlenu? Pokaż także, że obowiązuje prawo zachowania materii.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Obserwując zbilansowane równanie reakcji, można wyciągnąć wniosek, że 1 mol metanu wytwarza 2 mole wody.

Problem można rozwiązać bezpośrednio za pomocą prostego podejścia, ponieważ nie mamy 1 mola, ale 5 moli CH ₄ :

Moli wody = 5 moli CH ₄ (2 mole H ₂ O / 1 mol CH ₄ )

= 10

To jest równoważne 180 g H ₂ O. Także 5 mol lub 220 g CO _{powstała 2} , która jest równa łącznej masy 400 g produktu.

Tak więc, aby prawo zachowania materii zostało spełnione, 400 g odczynników musi reagować; nie więcej nie mniej. Z tych 400 g 80 g odpowiada 5 molom CH ₄ (pomnożonym przez jego masę cząsteczkową 16 g / mol), a 320 g odpowiada 10 molom O ₂ (w ten sam sposób przez jego masę cząsteczkową 32 g / mol ).

Spalanie wstęgi magnezowej

Wstęgę magnezu o wadze 1,50 g spalono w zamkniętym pojemniku zawierającym 0,80 g tlenu. Po spaleniu w pojemniku pozostało 0,25 g tlenu. a) Jaka masa tlenu przereagowała? b) Ile powstało tlenku magnezu?

Masę tlenu, który przereagował, uzyskuje się przez prostą różnicę.

Masa zużytego tlenu = (masa początkowa - masa resztkowa) tlenu

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Zgodnie z prawem zachowania masy,

Masa tlenku magnezu = masa magnezu + masa tlenu

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Prawo określonych proporcji

Joseph Louis Proust (1754-1826), francuski chemik, zdał sobie sprawę, że w reakcji chemicznej pierwiastki chemiczne zawsze reagują w ustalonych proporcjach mas, tworząc konkretny czysty związek; w związku z tym jego skład jest stały, niezależnie od źródła lub pochodzenia, czy też sposobu syntezy.

Proust w 1799 roku ogłosił prawo o określonych proporcjach, które głosi, że: „Kiedy dwa lub więcej pierwiastków łączy się w związek, robią to w ustalonym stosunku masowym”. Zatem ta zależność jest stała i nie zależy od przyjętej strategii przygotowania związku.

Prawo to znane jest również jako prawo stałego składu, które mówi, że: „Każdy związek chemiczny w stanie czystości zawiera zawsze te same pierwiastki w stałej proporcji masy”.

-Ilustracja prawa

Żelazo (Fe) reaguje z siarką (S), tworząc siarczek żelaza (FeS), można zauważyć trzy sytuacje (1, 2 i 3):

Aby znaleźć proporcję, w jakiej łączą się pierwiastki, podziel większą masę (Fe) przez mniejszą masę (S). Obliczenie daje stosunek 1,75: 1. Wartość tę powtarza się w trzech podanych warunkach (1, 2 i 3), w których uzyskuje się tę samą proporcję, chociaż stosuje się różne masy.

Oznacza to, że 1,75 g Fe łączy się z 1,0 g S, otrzymując 2,75 g FeS.

-Aplikacje

Stosując to prawo można dokładnie poznać masy pierwiastków, które należy połączyć, aby uzyskać żądaną masę związku.

W ten sposób można uzyskać informacje o nadmiarze masy niektórych pierwiastków biorących udział w reakcji chemicznej lub o obecności w reakcji odczynnika ograniczającego.

Ponadto służy do poznania setnego składu związku, a na podstawie tego ostatniego można ustalić wzór związku.

Stuletni skład związku

Dwutlenek węgla (CO ₂ ) powstaje w wyniku następującej reakcji:

C + O ₂ => CO ₂

12 g węgla łączy się z 32 g tlenu i daje 44 g dwutlenku węgla.

Więc procent węgla jest równy

Procent węgla = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Zawartość procentowa tlenu = (32 g / 44 g) 100%

Procent tlenu = 72,7%

Korzystając ze stwierdzenia prawa stałego składu, można zauważyć, że dwutlenek węgla zawsze składa się z 27,3% węgla i 72,7% tlenu.

-Calculations

Trójtlenek siarki

W wyniku reakcji w różnych naczyniach 4 g i 6 g siarki (S) z tlenem (O), odpowiednio 10 g i 15 g trójtlenku siarki (SO ₃ ).

Dlaczego uzyskano takie ilości trójtlenku siarki, a inne nie?

Oblicz również ilość siarki wymaganą do połączenia z 36 g tlenu i masą otrzymanego trójtlenku siarki.

Część A)

W pierwszym pojemniku 4 siarkę miesza się z X g tlenu, uzyskując 10 g trójtlenku. Jeśli zastosujemy prawo zachowania masy, możemy obliczyć masę tlenu połączoną z siarką.

Masa tlenu = 10 g trójtlenku tlenu - 4 g siarki.

= 6 g

W naczyniu 2 6 g siarki miesza się z X g tlenu w celu uzyskania 15% trójtlenku siarki.

Masa tlenu = 15 g trójtlenku siarki - 6 g siarki

= 9 g

Następnie przystępujemy do obliczania współczynników O / S dla każdego pojemnika:

Stosunek O / S w sytuacji 1 = 6 g O / 4 g S.

= 1,5 / 1

Stosunek O / S w sytuacji 2 = 9 g O / 6 g S.

= 1,5 / 1

Co jest zgodne z tym, co jest zapisane w prawie określonych proporcji, które wskazuje, że pierwiastki zawsze łączą się w tej samej proporcji, tworząc pewien związek.

W związku z tym uzyskane wartości są prawidłowe i odpowiadają stosowaniu Prawa.

Część b)

W poprzednim podrozdziale obliczono wartość wskaźnika O / S na poziomie 1,5 / 1.

g siarki = 36 tlenu (1 g siarki / 1,5 g tlenu)

= 24 g

g trójtlenku siarki = 36 g tlenu + 24 g siarki

= 60 g

Chlor i magnez

Chlor i magnez są połączone w proporcji 2,95 g chloru na każdy gram magnezu. a) Określić masy chloru i magnezu niezbędne do uzyskania 25 g chlorku magnezu. b) Jaki jest skład procentowy chlorku magnezu?

Część A)

Opierając się na wartości 2,95 dla stosunku Cl: Mg, można przyjąć następujące podejście:

Cl 2,95 g + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Następnie:

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

Następnie 18,67 g chloru łączy się z 6,33 g magnezu, otrzymując 25 g chlorku magnezu.

Część b)

Najpierw oblicz masę cząsteczkową chlorku magnezu, MgCl ₂ :

Masa cząsteczkowa MgCl ₂ = 24,3 g / mol + (2 35,5 g / mol)

= 95,3 g / mol

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

= 25,5%

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

= 74,5%

Prawo wielokrotnych proporcji lub prawo Daltona

Prawo zostało ogłoszone w 1803 r. Przez francuskiego chemika i meteorologa Johna Daltona na podstawie jego obserwacji dotyczących reakcji gazów atmosferycznych.

Prawo to zostało sformułowane w następujący sposób: „Kiedy elementy są łączone, aby dać więcej niż jeden związek, zmienna masa jednego z nich łączy się ze stałą masą drugiego, a pierwszy ma jako relację liczb kanonicznych i niewyraźnych”.

Ponadto: „Kiedy dwa pierwiastki są połączone, aby dać początek różnym związkom, przy założeniu ustalonej ilości jednego z nich, różne ilości drugiego pierwiastka, które łączą się ze wspomnianą stałą ilością w celu wytworzenia związków, są odniesione do prostych liczb całkowitych”.

John Dalton dokonał pierwszego współczesnego opisu atomu jako składnika pierwiastków chemicznych, wskazując, że pierwiastki te składają się z niepodzielnych cząstek zwanych atomami.

Ponadto postulował, że związki powstają, gdy atomy różnych pierwiastków łączą się ze sobą w prostych stosunkach liczb całkowitych.

Dalton zakończył prace śledcze Prousta. Wskazał na istnienie dwóch tlenków cyny o zawartości 88,1% i 78,7% cyny i odpowiednio tlenu 11,9% i 21,3%.

-Calculations

Woda i nadtlenek wodoru

Pokaż, że związki woda, H ₂ O i nadtlenek wodoru, H ₂ O ₂ , spełniają Prawo Wielorakich Proporcji.

Masy atomowe pierwiastków: H = 1 g / mol i tlen = 16 g / mol.

Masy cząsteczkowe związków: H ₂ O = 18 g / mol i H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Wodór jest pierwiastkiem o ustalonej ilości w H ₂ O i H ₂ O ₂ , więc proporcje między O i H w obu związkach zostaną ustalone.

Stosunek O / H w H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

Stosunek O / H w H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Zależność między obydwoma proporcjami = (16/1) / (8/1)

= 2

Zatem stosunek O / H nadtlenku wodoru do wody wynosi 2, prostą liczbę całkowitą. Dlatego wykazano zgodność z prawem wielokrotnych proporcji.

Tlenki azotu

Jaka masa tlenu łączy się z 3,0 g azotu w a) tlenku azotu NO i b) dwutlenku azotu NO ₂ . Pokaż, że NO i NO ₂ są zgodne z prawem wielokrotnych proporcji.

Masa azotu = 3 g

Masy atomowe: azot 14 g / mol i tlen 16 g / mol.

Obliczenia

W NO jeden atom N łączy się z 1 atomem O, więc masę tlenu łączącą się z 3 g azotu można obliczyć, stosując następujące podejście:

g O = g azotu · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

W NO ₂ jeden atom N łączy się z 2 atomami O, więc masa połączonego tlenu wynosi:

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

= 6,86 g O

Stosunek O / N w NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1,143

Stosunek O / N w NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2282

Wartość relacji między proporcjami O / N = 2282/1143

= 2

Zatem wartość stosunku O / N wynosi 2, jest to prosta liczba całkowita. Dlatego Prawo wielokrotnych proporcji jest spełnione.

Prawo wzajemnych proporcji

To prawo, sformułowane osobno przez Richtera i Carla F. Wenzela, stanowi, że proporcje masowe dwóch związków z pierwiastkiem wspólnym pozwalają określić proporcje trzeciego związku między innymi pierwiastkami w przypadku ich reakcji.

Na przykład, jeśli masz dwa związki AB i CB, możesz zobaczyć, że wspólnym elementem jest B.

Prawo Richtera-Wenzela lub prawo wzajemnych proporcji mówi, że wiedząc, ile z A reaguje z B, aby dać AB, a ile z C reaguje z B, aby dać CB, możemy obliczyć masę A potrzebną do reakcji z a masa C do postaci AC.

W rezultacie stosunek A: C lub A / C musi być wielokrotnością lub podwielokrotnością A / B lub C / B. Jednak prawo to nie zawsze jest spełnione, zwłaszcza gdy pierwiastki mają różne stopnie utlenienia.

Ze wszystkich rozważanych praw jest to chyba najbardziej „abstrakcyjne” lub skomplikowane. Ale jeśli przeanalizujesz to z matematycznego punktu widzenia, zobaczysz, że składa się on tylko z współczynników konwersji i anulowań.

-Przykłady

Metan

Jeśli wiadomo, że 12 g węgla reaguje z 32 g tlenu, tworząc dwutlenek węgla; i, z drugiej strony, 2 g wodoru reaguje z 16 g tlenu do wody, po czym proporcje masowe C / O i H / O w CO ₂ i H ₂ O, odpowiednio , może być określona .

Obliczając C / O i H / O mamy:

C / O = 12 g C / 32 g O

= 3/8

H / O = 2g H / 16g O

= 1/8

Tlen jest powszechnym pierwiastkiem i chcesz wiedzieć, ile węgla reaguje z wodorem, aby wytworzyć metan; to znaczy chcesz obliczyć C / H (lub H / C). Dlatego konieczne jest dokonanie podziału poprzednich proporcji, aby wykazać, czy wzajemność jest spełniona:

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

Zauważ, że w ten sposób O są anulowane, a C / H pozostaje:

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

= 3

A 3 to wielokrotność 3/8 (3/8 x 8). Oznacza to, że 3 g C reaguje z 1 g H, dając metan. Ale aby móc porównać to z CO ₂ , pomnóż C / H przez 4, co równa się 12; daje to 12 g C, który reaguje z 4 g H tworząc metan, co również jest prawdą.

Siarczek magnezu

Jeśli wiadomo, że 24 g magnezu reaguje z 2 g wodoru, tworząc wodorek magnezu; Ponadto 32 g siarki reaguje z 2 g wodoru, tworząc siarkowodór, wspólnym pierwiastkiem jest wodór i chcemy obliczyć Mg / S z Mg / H i H / S.

Następnie obliczając oddzielnie Mg / H i H / S otrzymujemy:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2g H / 32g S.

= 1/16

Jednak wygodnie jest użyć S / H do anulowania H. Dlatego S / H jest równe 16. Po wykonaniu tej czynności przystępujemy do obliczania Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

3/4 to podwielokrotność liczby 12 (3/4 x 16). Stosunek Mg / S wskazuje, że 3 g Mg reaguje z 4 g siarki, tworząc siarczek magnezu. Musisz jednak pomnożyć Mg / S przez 8, aby móc go porównać z Mg / H. Zatem 24 g Mg reaguje z 32 g siarki, dając ten siarczek metalu.

Chlorek glinu

Wiadomo, że 35,5 g Cl reaguje z 1 g H, tworząc HCl. Ponadto 27 g Al reaguje z 3 g H tworząc AlH ₃ . Znajdź proporcję chlorku glinu i powiedz, czy ten związek jest zgodny z prawem Richtera-Wenzela.

Ponownie przystępujemy do oddzielnego obliczania Cl / H i Al / H:

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

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Teraz oblicza się Al / Cl:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 lub 1/4 (właściwie 0,253)

Oznacza to, że 0,250 g Al reaguje z 1 g Cl, tworząc odpowiednią sól. Ale znowu, Al / Cl należy pomnożyć przez liczbę, która pozwoli na porównanie (dla wygody) z Al / H.

Niedokładności w obliczeniach

Następnie Al / Cl mnoży się przez 108 (27 / 0,250), otrzymując 27 g Al, który reaguje z 108 g Cl. Nie jest to dokładnie tak. Jeśli na przykład weźmiemy wartość 0,253 razy Al / Cl i pomnożymy ją przez 106,7 (27 / 0,253), otrzymamy, że 27 g Al reaguje z 106,7 g Cl; co jest bliższe rzeczywistości (AlCl ₃ , z PA 35,5 g / mol dla Cl).

Widzimy tutaj, jak prawo Richtera może zacząć słabnąć w przypadku precyzji i niewłaściwego stosowania ułamków dziesiętnych.

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia. (8th ed.). CENGAGE Learning.
2. Flores, J. Química (2002). Od redakcji Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (sf). Prawa rozważne i wolumetryczne. Odzyskany z: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (sf). Prawa związków chemicznych. Odzyskany z: toppr.com
5. Znakomity. (2019). Prawa związków chemicznych. Odzyskany z: brilliant.org
6. Chemistry LibreTexts. (15 lipca 2015). Podstawowe prawa chemiczne. Odzyskane z: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 stycznia 2019). Prawo zachowania masy. Źródło: thinkco.com