Vilka är viktlagarna i kemi? (Exempel)

De Bärande lagar om kemi Det är de som har visat att massorna av de ämnen som reagerar inte gör det godtyckligt eller slumpmässigt; men upprätthålla en konstant matematisk andel av hela antal eller undermultiplar av dem, där elementens atomer inte skapas eller förstörs.

Under tidigare tider krävde dessa lagar extraordinära resonemang; För även om det nu verkar för uppenbart, innan atom- eller molekylmassorna i elementen eller föreningarna inte ens var kända, respektive.

Källa: Jeff Keyzer från Austin, TX, USA [CC BY-SA 2.0 (https: // CreativeCommons.Org/licenser/BY-SA/2.0)]

Eftersom det inte var känt hur exakt en mol av atomer av varje element var likvärdiga, måste kemikalierna från det artonde och nittonde århundradet baseras på de reagerande massorna. Så att rudimentära analytiska skalor (överlägsen bild) var oskiljaktiga följeslagare under de hundratals experiment som krävs för avvecklingen av viktningslagarna.

Det är av denna anledning att när dessa lagar om kemi studeras, snubblat de på massmätningar vid varje ögonblick. Tack vare detta, vilket extrapolerade resultaten från experimenten, upptäcktes att kemiska föreningar Ren De bildas alltid med samma massa andel av sina beståndsdelar.

[TOC]

Bevarande lag

Denna lag säger att i en kemisk reaktion är reagensens totala massa lika med produkternas totala massa; Så länge systemet som beaktas är stängt och det finns inget utbyte av massa och energi med dess omgivningar.

I en kemisk reaktion försvinner inte ämnen utan förvandlas till andra ämnen med lika massa; Därifrån den berömda frasen: "Ingenting skapas, ingenting förstörs, allt förvandlas".

Historiskt föreslogs lagen om massbesparing i en kemisk reaktion först 1756 av Mikhail Lomonsov, som i sin dagbok visade resultaten från sina experiment.

Därefter presenterade 1774 Antoine Levoisier, en fransk kemist, resultaten av hans experiment som tillät att fastställa detta; som vissa också kallar det Lavoisiers lag.

-Lavoisier experiment

Under Lavoisier (1743-1794) var det teorin om flogisto, enligt vilken kropparna hade förmågan att blåsas eller bränna. Lavoisier -experiment som får kassera denna teori.

Lavoisier utförde många metallförbränningsexperiment. Han vägde försiktigt materialen före och efter sin förbränning i en stängd behållare och fann att det fanns en uppenbar viktökning.

Men Lavoiser, baserat på kunskapen om syreens roll i förbränning, drog slutsatsen att viktökningen i förbränning berodde på införlivandet av syre i förbränningsmaterial. Begreppet metalloxider föddes.

Därför förblev summan av massorna av de metaller som utsattes för förbränning och syre oförändrad. Denna slutsats möjliggjorde inrättandet av masskonserveringslagen.

-Ekvationernas balansering

Masskonserveringslagen fastställde behovet av att balansera kemiska ekvationer, vilket garanterar att antalet alla element som är involverade i en kemisk reaktion, liksom reagens eller produkter, är exakt samma.

Detta är ett väsentligt krav för noggrannheten i de stökiometriska beräkningarna som görs.

-Beräkningar

Mullvad med vatten

Hur många mol vatten kan uppstå under förbränningen av 5 mol metan i ett överskott av syre? Visar också att lagen om bevarande av materien är uppfylld.

Ch₄   +    2 o₂   => Co₂   +    2 h₂ANTINGEN

Iakttagande av reaktionens balanserade ekvation dras slutsatsen att 1 mol metan producerar 2 mol vatten.

Problemet kan lösas direkt med ett enkelt tillvägagångssätt, eftersom vi inte har 1 mol men 5 mol Cho₄:

Mol vatten = 5 mol Cho₄· (2 mol h₂O / 1 mol Cho₄)

= 10

Vad skulle motsvara 180 g h₂ANTINGEN. 5 mol eller 220 g CO bildades också₂, vilket är lika med en total massa på 400 g produkter.

Således för lagen om bevarande av ämnet att reagera 400 g reagens; inte mer inte mindre.  Av de 400 g motsvarar 80 g de 5 molen Cho₄ (multiplicera med dess molekylmassa på 16 g/mol) och 320 g vid 10 mol O₂ (På samma sätt på grund av dess molekylmassa på 32 g/mol).

Förbränning av ett magnesiumband

En 1,50 g magnesiumband förbränns i en stängd behållare som innehåller 0,80 g syre. Efter förbränning var 0,25 g syre i behållaren. a) Vilken syremassa reagerade? b) hur mycket magnesiumoxid bildades?

Kan tjäna dig: hypotonisk lösning: komponenter, förberedelser, exempel

Syremassan som reagerade erhålls genom en enkel skillnad.

Syremassa konsumerad = (initial massa - restmassa) syre

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g eller₂ (till)

Enligt massbesparingslagen,

Magnesiumoxidmassa = magnesiummassa +syremassa

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g Mgo (B)

Bestämda lagar

Joseph Louis Proust (1754-1826), fransk kemist, insåg att i en kemisk reaktion reagerar de kemiska elementen alltid i fasta massproportioner för att bilda en förening ren specifik; Därför är dess sammansättning konstant, oavsett källa eller ursprung, eller hur den syntetiseras.

Proust 1799 uttalade lagen i de definierade proportionerna, som säger att: "När två eller flera element kombineras för att bilda en förening, gör de det i en fast massförhållande". Så detta förhållande är fixat och beror inte på den strategi som följs för beredningen av föreningen.

Denna lag är också känd som lagen om ständig sammansättning, som säger att: "Varje kemisk förening i renhet innehåller alltid samma element, i en konstant del av massan".

-Illustration av lagen

Järn (tro) reagerar med svavel (er) för att bilda järnsulfid (FES), tre situationer kan indikeras (1, 2 och 3):

För att hitta andelen i vilken elementen kombineras delas huvudmassan (tron) av de mindre massorna (er). Beräkningen ger en del av 1,75: 1. Detta värde upprepas under de tre angivna villkoren (1, 2 och 3), där samma andel erhålls även om olika massor används.

Det vill säga att 1,75 g tro kombineras med 1,0 g s för att ge 2,75 g FES.

-Ansökningar

Genom ansökan denna lag kan du veta exakt massorna av de element som måste kombineras för att få en önskad massa av en förening.

På detta sätt kan information om kvarvarande massa för något av de element som är involverade i en kemisk reaktion erhållas, eller om det finns ett begränsande reagens i reaktionen.

Dessutom gäller det för att känna till en föreningens centesimala sammansättning, och baserat på den senare kan formeln för en förening fastställas.

Centesimal sammansättning av en förening

Koldioxid (co₂) bildas i följande reaktion:

C +o₂     => Co₂

12 g kol 32 g syre kombineras för att ge 44 g koldioxid.

Så kolprocenten är lika med

Kolprocent = (12 g / 44 g) · 100 %

= 27,3 %

Syreprocent = (32 g / 44 g) · 100 %

Syreprocent = 72,7 %

Med hjälp av uttalandet om lagen om konstant sammansättning kan det noteras att koldioxid alltid bildas av 27,3 % kol och 72,7 % syre.

-Beräkningar

Svaveltrioxid

Genom att reagera i olika behållare 4 g och 6 g svavel (er) med syre (O) erhölls de respektive 10 g respektive 15 g svaveltrioxid (SO₃).

Varför var sådana mängder svaveltrioxid och inte andra?

Beräkna också mängden svavel som är nödvändig för att kombinera med 36 g syre och svaveltrioxiddegen erhållen.

Del A)

I den första behållaren blandas 4 g g syre för att få 10 g trioxid. Om masskonserveringslagen tillämpas kan vi rensa syremassan som kombinerades med svavel.

Syremassa = 10 g syretrioxid - 4 g svavel.

= 6 g

I behållare 2 6 g svavel blandas med x g syre för att erhålla 15 svaveltrioxid.

Syremassa = 15 g svaveltrioxid - 6 g svavel

= 9 g

Proportionerna o/s för varje behållare beräknas sedan:

Andel o / s i situationen 1 = 6 g o / 4 g s

= 1,5 / 1

Andel o / s i situationen 2 = 9 g o / 6 g s

= 1,5 / 1

Vilket, överensstämmer med vad som tas upp i lagen i de definierade proportionerna som indikerar att elementen alltid kombineras i samma andel för att bilda en viss förening.

Därför är de erhållna värdena korrekta och de som motsvarar tillämpningen av lagen.

Del B)

I föregående avsnitt beräknades ett värde av 1,5 / 1 för andelen o / s.

Kan tjäna dig: tillstånd för aggregering av materia

g svavel = 36 syre · (1 g svavel / 1,5 g syre)

= 24 g

g svaveltrioxid = 36 g syre + 24 g svavel

= 60 g

Klor och magnesium

Klor och magnesium kombineras i andelen 2,95 g klor för varje g magnesium. a) Bestäm massorna av klor och magnesium som krävs för att få 25 g magnesiumklorid. b) Vad är den procentuella sammansättningen av magnesiumklorid?

Del A)

Baserat på 2,95 -värdet för CL -förhållandet: MG kan följande tillvägagångssätt göras:

2,95 g Cl +1 g Mg => 3,95 g MGCL₂

Sedan:

g CL = 25 g MGCL₂ · (2,95 g Cl / 3,95 g MGCL₂)

= 18.67

G mg = 25 g MGCL₂ · (1 g mg / 3,95 g mgcl₂)

= 6.33

Sedan kombineras 18,67 g klor med 6,33 g magnesium för att producera 25 g magnesiumklorid.

Del B)

Molekylmassan av magnesiumklorid, MGCl beräknas först₂:

MGCL molekylvikt₂ = 24,3 g/mol + (2 · 35,5 g/mol)

= 95,3 g/mol

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

= 25,5 %

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

= 74,5 %

Lag om flera proportioner eller Daltons lag

Lagen anges 1803 av den franska kemisten och meteorologen John Dalton, baserat på hans observationer angående reaktionerna från atmosfäriska gaser.

Lagen anges enligt följande: "När element kombineras för att ge mer än en förening, förenar en variabel massa av en av dem en fast massa av den andra och den första har ett förhållande mellan kanoner och otydliga nummer".

Också: "När två element kombineras för att orsaka olika föreningar, med tanke på en fast mängd av en av dem, är de olika mängderna av det andra elementet som kombineras med den fasta mängden för att producera föreningarna, i förhållande till enkla hela siffror".

John Dalton gjorde den första moderna beskrivningen av atomen som en del av de kemiska elementen, när han påpekade att elementen bildas av odelbara partiklar som kallas atomer.

Dessutom antydde han att föreningarna bildas när atomer i olika element kombineras med varandra i proportioner av enkla heltal.

Dalton slutförde Prousts forskningsarbeten. Han påpekade förekomsten av två tennoxider, med procentandelar av 88,1% och 78,7% tenn med motsvarande procentsatser av syre, 11,9% respektive 21,3%.

-Beräkningar

Vatten och väteperoxid

Visa att vattenföreningar, h₂Eller, och väteperoxid, h₂ANTINGEN₂, De följer lagen om flera proportioner.

Atomvikter i elementen: H = 1 g/mol och syre = 16 g/mol.

Molekylära pesos av föreningarna: h₂O = 18 g/mol och h₂ANTINGEN₂ = 34 g/mol.

Väte är elementet med ett fast belopp i h₂Eller och h₂ANTINGEN₂, Så proportionerna mellan O och H kommer att upprättas i båda föreningarna.

O/h -förhållande i h₂O = (16 g/mol)/(2 g/mol)

= 8/1

O/h -förhållande i h₂ANTINGEN₂ = (32 g/mol)/(2 g/mol)

= 16/1

Förhållande mellan båda proportioner = (16/1)/(8/1)

= 2

Sedan är förhållandet mellan OR/H mellan väteperoxid och vatten 2, ett heltal och enkelt antal. Det påvisas överensstämmelse med lagen om flera proportioner.

Kväveoxider

Vilken syremassa kombineras med 3,0 g kväve i A) kväveoxid, NO och B) kvävedioxid, NO₂. Visa att nej och nej₂ De följer lagen om flera proportioner.

Kväve massa = 3 g

Atomvikter: kväve, 14 g/mol och syre, 16 g/mol.

Beräkningar

I NO kombineras en atom av N med 1 atom av O, så att syremassan som kombineras med 3 g kväve kan beräknas med följande tillvägagångssätt:

G O = g kväve · (PA. O / pa. N)

= 3 g · (16 g/mol/14 g/mol)

= 3,43 g eller

I nr₂, En atom av N kombineras med 2 atomer av O, så syremassan som kombineras är:

g syre = 3 g · (32 g/mol/14 g/mol)

= 6,86 g eller

Proportion O/ N vid nr = 3,43 g O/ 3 g

= 1 143

Andel eller/n nr₂ = 6,86 g o / 3 g n

= 2 282

Värdet på förhållandet mellan proportioner o / n = 2 282 / 1,143

= 2

Sedan är värdet på förhållandet mellan proportionerna eller/n 2, ett heltal och enkelt antal. Därför uppfylls lagen om flera proportioner.

Lag om ömsesidiga proportioner

Denna lag formulerad av Richter och Carl F. Wenzel separat.

Kan tjäna dig: natrium: historia, struktur, egenskaper, risker och användningar

Om du till exempel har de två föreningarna AB och CB observeras att det gemensamma elementet är B.

Richter-Wenzels lag eller ömsesidiga proportioner säger att, att veta hur mycket av A som reagerar med B för att ge AB, och hur mycket C reagerar med B för att ge CB kan du beräkna den massa som den behövs för att reagera med en C-massa till för Mac.

Och resultatet är att andelen till: C eller A/C måste vara en multipel eller submultiple av A/B eller C/B. Denna lag är emellertid inte alltid uppfylld, särskilt när elementen presenterar flera oxidationstillstånd.

Av alla viktlagar är detta kanske den mest "abstrakta" eller komplicerade. Men om det analyseras ur matematisk synvinkel kommer det att ses som endast består av omvandlings- och avbokningsfaktorer.

-Exempel

Metan

Om det är känt att 12 g kol reagerar med 32 g syre för att bilda koldioxid; och att å andra sidan 2 g väte reagerar med 16 g syre för att bilda vatten, då kan massproportionerna c/o och h/eller för CO uppskattas₂ och h₂Respektive.

Beräkna c/o och h/eller du har:

C / o = 12g C / 32G eller

= 3/8

H / O = 2G H / 16G eller

= 1/8

Syre är det vanliga elementet, och det önskas att veta hur mycket kol som reagerar med väte för att producera metan; Det vill säga du vill beräkna C/H (eller H/C). Då är det nödvändigt att göra en uppdelning av de tidigare proportionerna för att visa om ömsesidigheten är uppfylld eller inte:

C/h = (c/o)/(H/o)

Observera att operativsystemet på detta sätt avbryts och c/h kvarstår:

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

= 3

Och 3 är en 3/8 multipel (3/8 x 8). Detta innebär att 3 g C reagerar med 1 g H för att ge metan. Men för att kunna jämföra det med CO₂, Den är multiplicerad C/H med 4, vilket är lika med 12; Detta ger 12 g C som reagerar med 4 g H för att bilda metan, vilket också är sant.

Magnesiumsulfid

Om det är känt att 24 g magnesium reagerar med 2 g väte för att bilda magnesiumhydrid; Och dessutom reagerar 32 g svavel med 2 g väte för att bilda vätesulfid är elementet gemensamt väte och vill beräkna mg/s från mg/h och h/s.

Sedan beräkna Mg/H och H/S separat har du:

Mg / h = 24 g mg / 2g h

= 12

H / s = 2g h / 32g s

= 1/16

Det är dock bekvämt att använda S/H för att avbryta h. Därför är S/H lika med 16. Gjort detta, vi fortsätter med att beräkna mg/s:

Mg/s = (mg/h)/(s/h)

= (12/16)

= 3/4

Och 3/4 är en submultiple på 12 (3/4 x 16). Mg/s -andelen indikerar att 3 g mg reagerar med 4 g svavel för att bilda magnesiumsulfid. Du måste dock multiplicera mg/s med 8 för att kunna jämföra det med MG/H. Således reagerar 24 g mg med 32 g svavel för att ge denna metalliska sulfid.

Aluminiumklorid

Det är känt att 35,5 g Cl reagerar med 1 g H för att bilda HCl. Dessutom reagerar 27 g Al med 3 g H för att bilda ALH₃. Beräkna andelen aluminiumklorid och säg om en sådan sammansättning följer Richter-Wenzels lag.

Återigen beräknas Cl/H och AT/H separat:

CL / H = 35,5G Cl / 1G H

= 35,5

At/ h = 27g at/ 3g h

= 9

Nu beräknas det till/cl:

At/cl = (al/h)/(cl/h)

= 9/35.5

≈ 0,250 eller 1/4 (det är faktiskt 0,253)

Det vill säga 0,250 g Al reagerar med 1 g Cl för att bilda motsvarande salt. Men återigen måste den multipliceras till/cl med ett nummer som gör det möjligt att jämföra det (för komfort) med al/h.

Opremies i beräkningen

Den multipliceras sedan vid/Cl med 108 (0,27/250), vilket ger 27 g varav den reagerar med 108 g Cl. Detta händer inte exakt så. Om vi ​​till exempel tar 0,253 -värdet med AL/CL, och vi multiplicerar det med 106,7 (27/0.253), reagerar 27 g Al med 106,7 g Cl; Som det närmar sig verkligheten (Alcl₃, med en PA på 35,5 g/mol för CL).

Här observeras hur Richters lag kan börja vagga på grund av precision och missbruk av decimaler.

Referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan.). Cengage Learning.
2. Blommor, j. Kemi (2002). Santillana -redaktion.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (s.F.). Vikten och volymetriska lagar. Återhämtat sig från: Encina.pntisk.Mec.är
4. Toppr. (s.F.). Lagar om kemisk kombination. Återhämtat sig från: toppr.com
5. Lysande. (2019). Lagar om kemisk kombination. Återhämtat sig från: lysande.org
6. Kemi librettexts. (15 juli 2015). Grundläggande kemiska lagar. Återhämtad från: kem.Librettexts.org
7. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (18 januari 2019). Bevarande lag. Återhämtat sig från: tankco.com