КАКОВЫ ЗАКОНЫ ХИМИИ ВЕСА? (ПРИМЕРЫ) - ХИМИЯ - 2026

В ponderal законы химии являются те , которые показали , что массы веществ , которые реагируют не делают этого в произвольной или случайным образом; но поддерживая постоянную математическую пропорцию целых чисел или их частей, в которой атомы элементов не создаются и не уничтожаются.

В прошлом установление этих законов требовало исключительных усилий по рассуждению; потому что, хотя сейчас это кажется слишком очевидным, раньше атомные и молекулярные массы элементов или соединений, соответственно, даже не были известны.

Источник: Джефф Кейзер из Остина, Техас, США.

Поскольку не было точно известно, сколько один моль атомов каждого элемента равен, химики в 18 и 19 веках должны были полагаться на массы реагентов. Таким образом, примитивные аналитические весы (верхнее изображение) были неразлучными спутниками в сотнях экспериментов, необходимых для установления законов веса.

Именно по этой причине, когда вы изучаете эти законы химии, вы в любой момент сталкиваетесь с измерениями массы. Благодаря этому, экстраполируя результаты экспериментов, было обнаружено, что чистые химические соединения всегда образуются с одинаковой массовой долей составляющих их элементов.

Закон сохранения массы

Этот закон гласит, что в химической реакции общая масса реагентов равна общей массе продуктов; пока рассматриваемая система замкнута и нет обмена массой и энергией с ее окружением.

В химической реакции вещества не исчезают, а превращаются в другие вещества равной массы; Отсюда известная фраза: «ничего не создается, ничего не разрушается, все преображается».

Исторически закон сохранения массы в химической реакции был впервые предложен в 1756 году Михаилом Ломоносовым, который представил результаты своих экспериментов в своем дневнике.

Позднее, в 1774 году, французский химик Антуан Левуазье представил результаты своих экспериментов, которые позволили установить это; который некоторые также называют законом Лавуазье.

-Лавуазье эксперименты

Во времена Лавуазье (1743–1794) существовала теория флогистона, согласно которой тела имели способность загораться или гореть. Эксперименты Лавуазье позволили отказаться от этой теории.

Лавуазье провел множество экспериментов по горению металлов. Он тщательно взвесил материалы до и после сжигания в закрытом контейнере и обнаружил, что наблюдается явное увеличение веса.

Но Лавуазер, основываясь на своих знаниях о роли кислорода в горении, пришел к выводу, что увеличение веса при горении произошло из-за включения кислорода в горящий материал. Так родилась концепция оксидов металлов.

Следовательно, сумма масс металлов, подвергшихся горению, и кислорода осталась неизменной. Этот вывод позволил установить Закон сохранения массы.

-Баланс уравнений

Закон сохранения масс установил необходимость сбалансировать химические уравнения, гарантируя, что количество всех элементов, участвующих в химической реакции, как реагентов, так и продуктов, точно такое же.

Это важное требование для точности стехиометрических расчетов.

-Calculations

Водяные кроты

Сколько молей воды можно получить при сжигании 5 молей метана в избытке кислорода? Также покажите, что закон сохранения материи выполняется.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Наблюдая за сбалансированным уравнением реакции, можно сделать вывод, что из 1 моля метана образуется 2 моля воды.

Проблему можно решить напрямую с помощью простого подхода, поскольку у нас есть не 1 моль, а 5 моль CH ₄ :

Моль воды = 5 моль CH ₄ (2 моля H ₂ O / 1 моль CH ₄ )

= 10

Это будет эквивалентно 180 г H ₂ O. Также образовалось 5 моль или 220 г CO ₂ , что равняется общей массе 400 г продуктов.

Таким образом, для выполнения закона сохранения вещества необходимо 400 г реагентов; Ни больше ни меньше. Из этих 400 г 80 г соответствуют 5 молям CH ₄ (умноженным на его молекулярную массу 16 г / моль), а 320 г соответствуют 10 молям O ₂ (точно так же его молекулярная масса 32 г / моль). ).

Горение магниевой ленты

Ленту из магния 1,50 г сжигали в закрытом контейнере, содержащем 0,80 г кислорода. После сгорания в емкости осталось 0,25 г кислорода. а) Какая масса прореагировала? б) Сколько оксида магния образовалось?

Масса прореагировавшего кислорода получается простой разницей.

Масса израсходованного кислорода = (начальная масса - остаточная масса) кислорода

= 0,80 г - 0,25 г

= 0,55 г O ₂ (а)

Согласно закону сохранения массы,

Масса оксида магния = масса магния + масса кислорода

= 1,50 г + 0,55 г

= 2,05 г MgO (б)

Закон определенных пропорций

Жозеф Луи Пруст (1754-1826), французский химик, понял, что в химической реакции химические элементы всегда реагируют в фиксированных пропорциях масс с образованием определенного чистого соединения; следовательно, его состав постоянен, независимо от источника или происхождения, или от того, как он синтезируется.

Пруст в 1799 г. провозгласил закон определенных пропорций, который гласит: «Когда два или более элемента объединяются, чтобы образовать соединение, они делают это в фиксированном соотношении масс». Таким образом, это соотношение является фиксированным и не зависит от стратегии, применяемой для приготовления соединения.

Этот закон также известен как закон постоянного состава, который гласит: «Каждое химическое соединение в состоянии чистоты всегда содержит одни и те же элементы в постоянной пропорции массы».

-Иллюстрации закона

Железо (Fe) реагирует с серой (S) с образованием сульфида железа (FeS), можно отметить три ситуации (1, 2 и 3):

Чтобы найти пропорцию, в которой сочетаются элементы, разделите большую массу (Fe) на меньшую массу (S). Расчет дает соотношение 1,75: 1. Это значение повторяется в трех приведенных условиях (1, 2 и 3), где получается такая же пропорция, хотя используются разные массы.

То есть 1,75 г Fe объединяют с 1,0 г S с получением 2,75 г FeS.

-Приложения

Применяя этот закон, можно точно знать массы элементов, которые необходимо объединить, чтобы получить желаемую массу соединения.

Таким образом можно получить информацию об избыточной массе некоторых элементов, участвующих в химической реакции, или о наличии ограничивающего реагента в реакции.

Кроме того, он применяется для определения сотенного состава соединения, и на его основе может быть установлена ​​формула соединения.

Центезимальный состав соединения

Двуокись углерода (CO ₂ ) образуется в следующей реакции:

C + O ₂ => CO ₂

12 г углерода объединяют 32 г кислорода с образованием 44 г диоксида углерода.

Итак, процент углерода равен

Процент углерода = (12 г / 44 г) 100%

= 27,3%

Процент кислорода = (32 г / 44 г) 100%

Процент кислорода = 72,7%

Используя формулировку Закона постоянного состава, можно отметить, что диоксид углерода всегда состоит из 27,3% углерода и 72,7% кислорода.

-Calculations

Триоксид серы

Путем реакции 4 г и 6 г серы (S) с кислородом (O) в различных сосудах были получены 10 г и 15 г триоксида серы (SO ₃ ) соответственно .

Почему были получены такие количества триоксида серы, а не другие?

Также рассчитайте количество серы, необходимое для соединения с 36 г кислорода, и массу полученного триоксида серы.

Часть А)

В первом контейнере 4 серу смешивают с X г кислорода, чтобы получить 10 г триоксида. Если применить закон сохранения массы, мы можем вычислить массу кислорода, соединенного с серой.

Масса кислорода = 10 г, триоксида кислорода - 4 г серы.

= 6 г

В сосуде 2 6 г серы смешивают с X г кислорода с получением 15 г триоксида серы.

Масса кислорода = 15 г триоксида серы - 6 г серы

= 9 г

Затем мы приступаем к вычислению соотношений O / S для каждого контейнера:

Соотношение O / S в ситуации 1 = 6 г O / 4 г S

= 1,5 / 1

Соотношение O / S в ситуации 2 = 9 г O / 6 г S

= 1,5 / 1

Это соответствует тому, что указано в законе определенных пропорций, который указывает, что элементы всегда соединяются в одной и той же пропорции, образуя определенное соединение.

Следовательно, полученные значения верны и соответствуют применению Закона.

Часть б)

В предыдущем разделе для отношения O / S было вычислено значение 1,5 / 1.

г серы = 36 кислорода (1 г серы / 1,5 г кислорода)

= 24 г

г триоксида серы = 36 г кислорода + 24 г серы

= 60 г

Хлор и магний

Хлор и магний смешиваются в соотношении 2,95 г хлора на каждый г магния. а) Определите массы хлора и магния, необходимые для получения 25 г хлорида магния. б) Каков процентный состав хлорида магния?

Часть А)

Исходя из значения 2,95 для отношения Cl: Mg, можно сделать следующий подход:

2,95 г Cl + 1 г Mg => 3,95 г MgCl ₂

Затем:

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

= 18,67

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

= 6,33

Затем 18,67 г хлора объединяют с 6,33 г магния с получением 25 г хлорида магния.

Часть б)

Сначала рассчитайте молекулярную массу хлорида магния, MgCl ₂ :

Молекулярная масса MgCl ₂ = 24,3 г / моль + (2 35,5 г / моль)

= 95,3 г / моль

Процентное содержание магния = (24,3 г / 95,3 г) x 100%

= 25,5%

Процент хлора = (71 г / 95,3 г) x 100%

= 74,5%

Закон кратных пропорций или закон Дальтона

Закон был провозглашен в 1803 году французским химиком и метеорологом Джоном Дальтоном на основе его наблюдений за реакциями атмосферных газов.

Закон был сформулирован следующим образом: «Когда элементы объединяются для получения более чем одного соединения, переменная масса одного из них соединяется с фиксированной массой другого, а первая имеет отношение канонических и нечетких чисел».

Также: «Когда два элемента объединяются для образования различных соединений при фиксированном количестве одного из них, различные количества другого элемента, которые объединяются с указанным фиксированным количеством для образования соединений, относятся к простым целым числам».

Джон Дальтон сделал первое современное описание атома как компонента химических элементов, когда он указал, что элементы состоят из неделимых частиц, называемых атомами.

Кроме того, он постулировал, что соединения образуются, когда атомы разных элементов соединяются друг с другом в простых целочисленных отношениях.

Дальтон завершил следственные работы Пруста. Он указал на существование двух оксидов олова с процентным содержанием олова 88,1% и 78,7% с соответствующими процентными содержаниями кислорода 11,9% и 21,3% соответственно.

-Calculations

Вода и перекись водорода

Покажите, что соединения вода H ₂ O и перекись водорода H ₂ O ₂ удовлетворяют закону множественных пропорций.

Атомный вес элементов: H = 1 г / моль и кислород = 16 г / моль.

Молекулярные массы соединений: H ₂ O = 18 г / моль и H ₂ O ₂ = 34 г / моль.

Водород является элементом с фиксированным количеством в H ₂ O и H ₂ O ₂ , поэтому пропорции между O и H в обоих соединениях будут установлены.

Соотношение O / H в H ₂ O = (16 г / моль) / (2 г / моль)

= 8/1

Соотношение O / H в H ₂ O ₂ = (32 г / моль) / (2 г / моль)

= 16/1

Соотношение между обеими пропорциями = (16/1) / (8/1)

= 2

Таким образом, отношение O / H перекиси водорода к воде равно 2, простому целому числу. Таким образом, демонстрируется соблюдение Закона множественных пропорций.

Оксиды азота

Какая масса Кислорода соединяется с 3,0 г азота в а) оксиде азота, NO и б) диоксиде азота, NO ₂ . Покажите, что NO и NO ₂ соответствуют Закону множественных пропорций.

Масса азота = 3 г

Атомные массы: азот 14 г / моль и кислород 16 г / моль.

вычисления

В NO один атом N соединяется с 1 атомом O, поэтому массу кислорода, который соединяется с 3 г азота, можно рассчитать, используя следующий подход:

г O = г азота · (PA. O / PA. N)

= 3 г (16 г / моль / 14 г / моль)

= 3,43 г O

В NO ₂ один атом N объединяется с 2 атомами O, поэтому масса кислорода, который объединяется, составляет:

г кислорода = 3 г (32 г / моль / 14 г / моль)

= 6,86 г O

Соотношение O / N в NO = 3,43 г O / 3 г N

= 1,143

Отношение O / N в NO ₂ = 6,86 г O / 3 г N

= 2282

Значение отношения между пропорциями O / N = 2,282 / 1,143

= 2

Итак, значение отношения O / N равно 2, простому целому числу. Следовательно, Закон множественных пропорций выполняется.

Закон взаимных пропорций

Этот закон, сформулированный отдельно Рихтером и Карлом Ф. Венцеля, устанавливает, что массовые пропорции двух соединений с одним общим элементом позволяют определить долю третьего соединения среди других элементов, если они вступают в реакцию.

Например, если у вас есть два соединения AB и CB, вы можете видеть, что общий элемент - B.

Закон Рихтера-Венцеля или обратные пропорции говорят, что, зная, какая часть A реагирует с B, давая AB, и сколько C реагирует с B, давая CB, мы можем вычислить массу A, которая необходима для реакции с масса C с образованием AC.

И в результате соотношение A: C или A / C должно быть кратным или кратным A / B или C / B. Однако этот закон не всегда выполняется, особенно когда элементы находятся в различной степени окисления.

Из всех материальных законов этот, пожалуй, самый «абстрактный» или самый сложный. Но если проанализировать его с математической точки зрения, будет видно, что он состоит только из коэффициентов пересчета и отмен.

-Примеры

метан

Если известно, что 12 г углерода реагируют с 32 г кислорода с образованием диоксида углерода; и что, с другой стороны, 2 г водорода реагирует с 16 г кислорода с образованием воды, тогда можно оценить массовые пропорции C / O и H / O для CO ₂ и H ₂ O, соответственно.

Рассчитывая C / O и H / O, мы имеем:

C / O = 12 г C / 32 г O

= 3/8

H / O = 2 г H / 16 г O

= 1/8

Кислород является обычным элементом, и вы хотите знать, сколько углерода реагирует с водородом с образованием метана; то есть вы хотите рассчитать C / H (или H / C). Итак, необходимо произвести разделение предыдущих пропорций, чтобы показать, выполняется взаимность или нет:

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

Обратите внимание, что таким образом O отменяются, а C / H остается:

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

= 3

И 3 кратно 3/8 (3/8 x 8). Это означает, что 3 г C реагирует с 1 г H с образованием метана. Но, чтобы можно было сравнить его с CO ₂ , умножьте C / H на 4, что равно 12; это дает 12 г C, который реагирует с 4 г H с образованием метана, что также верно.

Сульфид магния

Если известно, что 24 г магния реагируют с 2 г водорода с образованием гидрида магния; Кроме того, 32 г серы реагирует с 2 г водорода с образованием сероводорода, общим элементом является водород, и мы хотим рассчитать Mg / S из Mg / H и H / S.

Затем, вычисляя Mg / H и H / S по отдельности, мы имеем:

Mg / H = 24 г Mg / 2 г H

= 12

H / S = 2 г H / 32 г S

= 1/16

Однако для отмены H удобно использовать S / H. Следовательно, S / H равно 16. Как только это будет сделано, мы приступим к вычислению Mg / S:

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

= (16/12)

= 3/4

И 3/4 - это часть 12 (3/4 x 16). Отношение Mg / S показывает, что 3 г Mg реагирует с 4 г серы с образованием сульфида магния. Однако вам нужно умножить Mg / S на 8, чтобы сравнить его с Mg / H. Таким образом, 24 г Mg реагирует с 32 г серы с образованием сульфида этого металла.

Хлорид алюминия

Известно, что 35,5 г Cl реагирует с 1 г H с образованием HCl. Кроме того, 27 г Al реагирует с 3 г H с образованием AlH ₃ . Найдите пропорцию хлорида алюминия и скажите, подчиняется ли это соединение закону Рихтера-Венцеля.

Опять же, переходим к расчету Cl / H и Al / H отдельно:

Cl / H = 35,5 г Cl / 1 г H

= 35,5

Al / H = 27 г Al / 3 г H

= 9

Теперь рассчитывается Al / Cl:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 или 1/4 (фактически 0,253)

То есть 0,250 г Al реагирует с 1 г Cl с образованием соответствующей соли. Но, опять же, Al / Cl необходимо умножить на число, которое позволяет сравнить (для удобства) с Al / H.

Неточности в расчете

Затем Al / Cl умножается на 108 (27 / 0,250), что дает 27 г Al, которые вступают в реакцию со 108 г Cl. Это не совсем так. Если мы возьмем, например, значение 0,253, умноженное на Al / Cl, и умножим его на 106,7 (27 / 0,253), мы получим, что 27 г Al реагирует с 106,7 г Cl; что ближе к реальности (AlCl ₃ , с PA 35,5 г / моль для Cl).

Здесь мы видим, как закон Рихтера может начать давать сбои из-за точности и неправильного использования десятичных знаков.

Ссылки

1. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия. (8-е изд.). CENGAGE Обучение.
2. Флорес, Дж. Кимика (2002). От редакции Сантильяна.
3. Хоакин Сан Фрутос Фернандес. (SF). Массивные и объемные законы. Получено с: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (SF). Законы химического соединения. Получено с: toppr.com
5. Brilliant. (2019). Законы химического соединения. Получено с: brilliant.org
6. Химия LibreTexts. (2015, 15 июля). Основные химические законы. Получено с: chem.libretexts.org
7. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии. (18 января 2019 г.). Закон сохранения массы. Получено с: thinkco.com