Jakie są prawa dotyczące chemii wagi? (Z przykładami)
Prawa dotyczące chemii to te, które pokazały, że masy reagujących substancji nie działają arbitralnie lub losowo; ale zachowując stałą matematyczną proporcję liczb całkowitych lub ich podwielokrotności, w których atomy pierwiastków nie są tworzone ani niszczone.
W przeszłości ustanawianie tych praw wymagało nadzwyczajnych wysiłków uzasadniających; ponieważ chociaż teraz wydaje się to zbyt oczywiste, zanim jeszcze poznaliśmy masy atomowe lub molekularne pierwiastków lub związków, odpowiednio.
Ponieważ nie wiadomo było dokładnie, ile równa się molowi atomów każdego pierwiastka, chemicy z XVIII i XIX wieku musieli polegać na masach reaktywnych. Tak więc podstawowe balanse analityczne (górny obraz) były nieodłącznymi towarzyszami podczas setek eksperymentów niezbędnych do uregulowania praw wagi.
Z tego powodu, badając te prawa chemii, w każdym momencie napotyka się pomiary masy. Dzięki temu, ekstrapolując wyniki eksperymentów, odkryto, że czyste związki chemiczne są zawsze tworzone z tym samym udziałem masy ich elementów składowych.
Prawo zachowania masy
Prawo to mówi, że w reakcji chemicznej całkowita masa reagentów jest równa całkowitej masie produktów; tak długo, jak rozważany 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 równej masie; stąd słynne zdanie: „nic nie jest stworzone, nic nie jest zniszczone, wszystko się zmienia”.
Historycznie, prawo zachowania masy w reakcji chemicznej zostało po raz pierwszy zaproponowane w 1756 r. Przez Michaiła Łomonsowa, który pokazał w swoim dzienniku wyniki swoich eksperymentów.
Później w 1774 roku Antoine Levoisier, francuski chemik, przedstawił wyniki swoich eksperymentów, które pozwoliły to ustalić; które, niektórzy nazywają to także prawem Lavoisiera.
- Eksperymenty bardziej ryzykowne
W czasach Lavoisiera (1743-1794) istniała teoria flogistonu, zgodnie z którą ciała miały zdolność zapalania się lub spalania. Eksperymenty Lavoisiera pozwoliły odrzucić tę teorię.
Lavoisier przeprowadził wiele eksperymentów spalania metalu. Dokładnie zważyliśmy materiały przed i po ich spaleniu w zamkniętym pojemniku, stwierdzając, że nastąpił wyraźny przyrost masy.
Ale Lavoiser, opierając się na swojej wiedzy na temat roli tlenu w spalaniu, doszedł do wniosku, że przyrost masy w spalaniu wynika z włączenia tlenu do palącego się materiału. Narodziła się koncepcja tlenków metali.
Dlatego suma mas metali poddanych spalaniu i tlenu pozostała niezmieniona. Wniosek ten pozwolił na ustanowienie prawa zachowania masy.
-Balans równań
Prawo zachowania mas ustanowiło potrzebę zrównoważenia równań chemicznych, gwarantując, że liczba wszystkich elementów, które ingerują w reakcję chemiczną, zarówno reaktywną, jak i jako produkty, jest dokładnie taka sama.
Jest to warunek dokładności wykonanych obliczeń stechiometrycznych.
-Obliczenia
Mole wody
Ile moli wody można wytworzyć podczas spalania 5 moli metanu w nadmiarze tlenu? Pokazują również, że spełnione jest prawo zachowania materii.
CH4 + 2 O 2 => C02 + 2 H20
Obserwując zrównoważone równanie reakcji, stwierdza się, 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 :
Mole wody = 5 moli CH4 · (2 mole H2O / 1 mol CH4)
= 10
Byłoby to równoważne 180 g H2O. Powstało również 5 moli lub 220 g CO 2, co odpowiada całkowitej masie 400 g produktów.
Tak więc, aby zachować zgodność z prawem zachowania materii, 400 g reagentów musi reagować; nie więcej, nie mniej. Z tych 400 g, 80 g odpowiada 5 molom CH4 (pomnożonym przez jego masę cząsteczkową 16 g / mol) i 320 g do 10 moli O2 (podobnie dla jego masy cząsteczkowej 32 g / mol ).
Spalanie wstążki magnezowej
Taśmę magnezową 1, 50 g spalono w zamkniętym pojemniku zawierającym 0, 80 g tlenu. Po spaleniu w naczyniu pozostało 0, 25 g tlenu. a) Jaka masa tlenu zareagowała? b) Ile powstał tlenek magnezu?
Masa tlenu, która zareagowała, jest uzyskiwana przez prostą różnicę.
Masa tlenu zużyta = (masa początkowa - masa resztkowa) tlen
= 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 o określonych proporcjach
Joseph Louis Proust (1754-1826), francuski chemik, zdał sobie sprawę, że w reakcji chemicznej pierwiastki chemiczne zawsze reagują w ustalonych proporcjach mas, tworząc specyficzny czysty związek; dlatego jego skład jest stały, bez względu na źródło lub pochodzenie, ani jak jest syntetyzowany.
Proust w 1799 r. Ogłosił prawo o określonych proporcjach, które stwierdza, że: „Gdy dwa lub więcej elementów łączy się, tworząc związek, robią to w stałym stosunku masy”. Następnie ta zależność jest stała i nie zależy od strategii zastosowanej do przygotowania związku.
Prawo to znane jest również jako prawo o stałym składzie, które stwierdza, że: „Każdy związek chemiczny w stanie czystości zawsze zawiera te same elementy, w stałej proporcji masy”.
-Ilustracja prawa
Żelazo (Fe) reaguje z siarką (S), tworząc siarczek żelaza (FeS), możemy wskazać trzy sytuacje (1, 2 i 3):
Aby znaleźć proporcję, w której elementy są połączone, większa masa (Fe) jest dzielona przez mniejszą masę (S). Obliczenia dają stosunek 1, 75: 1. Wartość ta jest powtarzana w trzech podanych warunkach (1, 2 i 3), gdzie uzyskuje się tę samą proporcję, chociaż stosuje się różne masy.
Oznacza to, że 1, 75 g Fe łączy się z 1, 0 g S, w wyniku czego otrzymuje się 2, 75 g FeS.
-Zastosowania
Stosując to prawo, można dokładnie znać masy pierwiastków, które należy połączyć, aby uzyskać pożądaną masę związku.
W ten sposób można uzyskać informacje na temat nadmiaru masy niektórych elementów biorących udział w reakcji chemicznej lub jeśli w reakcji występuje reagent reaktywny.
Ponadto stosuje się go w celu poznania składu środkowego związku, a na podstawie tego ostatniego można ustalić wzór związku.
Centesimalny skład związku
Dwutlenek węgla (CO2) powstaje w następującej reakcji:
C + O 2 => CO2
12 g węgla łączy 32 g tlenu, dając 44 g dwutlenku węgla.
Tak więc procent węgla jest równy
Procent węgla = (12 g / 44 g) · 100%
= 27, 3%
Procent tlenu = (32 g / 44 g) · 100%
Procent tlenu = 72, 7%
Używając stwierdzenia prawa składu stałego, można zauważyć, że dwutlenek węgla zawsze składa się z 27, 3% węgla i 72, 7% tlenu.
-Obliczenia
Trójtlenek siarki
Podczas reakcji w różnych pojemnikach otrzymano odpowiednio 4 g i 6 g siarki (S) z tlenem (O), 10 g i 15 g trójtlenku siarki (SO 3 ).
Dlaczego takie ilości otrzymanego trójtlenku siarki, a nie inne?
Oblicz także ilość siarki potrzebną do połączenia z 36 g tlenu i masą otrzymanego trójtlenku siarki.
Część a)
W pierwszym naczyniu 4 siarki miesza się z X g tlenu, otrzymując 10 g trójtlenku. Jeśli zostanie zastosowane prawo zachowania masy, możemy oczyścić masę tlenu, który został połączony z siarką.
Masa tlenu = 10 g trójtlenku tlenu - 4 g siarki.
= 6 g
W naczyniu 2 g siarki miesza się z X g tlenu, aby otrzymać 15 trójtlenek siarki.
Masa tlenowa = 15 g trójtlenku siarki - 6 g siarki
= 9 g
Proporcje O / S są następnie obliczane dla każdego kontenera:
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
Który jest zgodny z podniesioną rzeczą prawa o określonych proporcjach, które wskazują, że elementy zawsze są łączone w tej samej proporcji, aby utworzyć pewien związek.
Dlatego uzyskane wartości są poprawne, a te, które odpowiadają stosowaniu ustawy.
Część b)
W poprzedniej sekcji obliczono wartość 1, 5 / 1 dla stosunku O / S.
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 łączy się w proporcji 2, 95 g chloru na każdy g magnezu. a) Określić masy chloru i magnezu wymagane do uzyskania 25 g chlorku magnezu. b) Jaki jest skład procentowy chlorku magnezu?
Część a)
W oparciu o wartość 2, 95 dla stosunku Cl: Mg, można zastosować następujące podejście:
2, 95 g Cl + 1 g Mg => 3, 95 g MgCl2
Następnie:
g Cl = 25 g MgCl2 · (2, 95 g Cl / 3, 95 g MgCl2)
= 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)
Masa cząsteczkowa chlorku magnezu MgCl 2 jest najpierw obliczana:
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 o wielu proporcjach lub prawo Daltona
Ustawa została ogłoszona w 1803 r. Przez francuskiego chemika i meteorologa Johna Daltona na podstawie jego obserwacji dotyczących reakcji gazów atmosferycznych.
Prawo zostało sformułowane w następujący sposób: „Gdy elementy łączą się, aby dać więcej niż jeden związek, zmienna masa jednego z nich łączy się ze stałą masą drugiej, a pierwsza ma związek z liczbą kanoniczną i niewyraźną”.
Ponadto: „Gdy dwa elementy łączą się, aby wytworzyć różne związki, przy ustalonej ilości jednego z nich, różne ilości drugiego elementu, które są połączone z tą stałą ilością do wytworzenia związków, są w stosunku do prostych liczb całkowitych”.
John Dalton przedstawił pierwszy nowoczesny opis atomu jako składnika pierwiastków chemicznych, kiedy wskazał, że pierwiastki są tworzone przez niepodzielne cząstki zwane atomami.
Ponadto postulował, że związki powstają, gdy atomy różnych pierwiastków łączą się ze sobą w prostych proporcjach całkowitych.
Dalton zakończył pracę dochodzeniową Prousta. Wskazał na istnienie dwóch tlenków cyny, z odsetkami 88, 1% i 78, 7% cyny, z odpowiadającym odsetkiem tlenu, odpowiednio 11, 9% i 21, 3%.
-Obliczenia
Woda i nadtlenek wodoru
Pokaż, że związki wody, H2O i nadtlenku wodoru, H 2 O 2, są zgodne z prawem wielu proporcji.
Masy atomowe pierwiastków: H = 1 g / mol i tlen = 16 g / mol.
Masy cząsteczkowe związków: H2O = 18 g / mol i H2O2 = 34 g / mol.
Wodór jest pierwiastkiem o ustalonej ilości w H2O i H2O2, więc proporcje między O i H w obu związkach zostaną ustalone.
Stosunek O / H w H2O = (16 g / mol) / (2 g / mol)
= 8/1
Stosunek O / H w H2O2 = (32 g / mol) / (2 g / mol)
= 16/1
Związek między obiema proporcjami = (16/1) / (8/1)
= 2
Następnie stosunek stosunku O / H między nadtlenkiem wodoru i wodą wynosi 2, całkowitą i prostą liczbę. Po co to jest zademonstrowane spełnienie Prawa Wielorakich Proporcji.
Tlenki azotu
Jaką masę 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 wielu proporcji.
Masa azotu = 3 g
Masy atomowe: azot, 14 g / mol i tlen, 16 g / mol.
Obliczenia
W NO atom N jest połączony z 1 atomem O, więc możemy obliczyć masę tlenu, którą łączy się z 3 g azotu, 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 atom N łączy się z 2 atomami O, więc masa tlenu, która się łączy, jest:
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 NO2 = 6, 86 g O / 3 g N
= 2 282
Wartość stosunku między proporcjami O / N = 2, 282 / 1, 143
= 2
Następnie wartość stosunku między proporcjami O / N wynosi 2, całkowitą i prostą liczbę. Dlatego spełnione jest prawo wielu proporcji.
Prawo wzajemnych proporcji
Prawo to, sformułowane osobno przez Richtera i Carla F. Wenzela, ustala, że proporcje masowe dwóch związków z jednym wspólnym elementem pozwalają określić proporcję trzeciego związku wśród innych pierwiastków, jeśli reagują.
Na przykład, jeśli masz dwa związki AB i CB, możesz zauważyć, że wspólnym elementem jest B.
Prawo Richtera-Wenzela lub odwrotne proporcje mówią, że wiedząc, jak wiele A reaguje z B na AB, i ile C reaguje z B, by dać CB, możesz obliczyć masę A, która jest potrzebna do reakcji z masa C do AC.
Wynik jest taki, że stosunek A: C lub A / C musi być wielokrotnością A / B lub C / B Jednak prawo to nie zawsze jest spełnione, zwłaszcza gdy elementy mają kilka stanów utlenienia.
Ze wszystkich przepisów dotyczących wagi jest to chyba najbardziej „abstrakcyjne” lub skomplikowane. Jeśli jednak zostanie przeanalizowany z matematycznego punktu widzenia, zobaczymy, że składa się on wyłącznie z współczynników konwersji i anulowań.
-Przykłady
Metan
Jeśli wiadomo, że 12 g węgla reaguje z 32 g tlenu, tworząc dwutlenek węgla; z drugiej strony 2 g wodoru reaguje z 16 g tlenu, tworząc wodę, a następnie można oszacować odpowiednio proporcje masy C / O i H / O dla CO2 i H2O.
Obliczając C / O i H / O mamy:
C / O = 12 g C / 32 g O
= 3/8
H / O = 2 g H / 16 g O
= 1/8
Tlen jest wspólnym elementem i chcemy wiedzieć, ile węgla reaguje z wodorem, aby wytworzyć metan; to znaczy chcemy obliczyć C / H (lub H / C). Następnie konieczne jest dokonanie podziału wcześniejszych proporcji, aby wykazać, czy wzajemność jest spełniona, czy nie:
C / H = (C / O) / (H / O)
Zauważ, że w ten sposób O jest 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 go porównać z CO 2, pomnóż C / H przez 4, co jest równe 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; a ponadto 32 g siarki reaguje z 2 g wodoru z wytworzeniem siarkowodoru, wspólnym elementem jest wodór i chcemy obliczyć Mg / S z Mg / H i H / S.
Obliczając oddzielnie Mg / H i H / S, mamy:
Mg / H = 24 g Mg / 2 g H
= 12
H / S = 2 g H / 32 g S
= 1/16
Jednakże wygodnie jest użyć S / H, aby anulować 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
A 3/4 to liczba podrzędna 12 (3/4 x 16). Stosunek Mg / S wskazuje, że 3 g Mg reaguje z 4 g siarki, tworząc siarczek magnezu. Musimy jednak pomnożyć Mg / S przez 8, aby móc porównać go z Mg / H. Tak więc 24 g Mg reaguje z 32 g siarki, otrzymując ten siarczek metalu.
Chlorek glinu
Wiadomo, że 35, 5 g Cl reaguje z 1 g H tworząc HCl. Podobnie 27 g Al reaguje z 3 g H tworząc AlH3. Oblicz udział chlorku glinu i powiedz, czy taki związek jest zgodny z prawem Richtera-Wenzela.
Ponownie przystępujemy do obliczania Cl / H i Al / H oddzielnie:
Cl / H = 35, 5 g Cl / 1 g H
= 35, 5
Al / H = 27 g Al / 3 g H
= 9
Teraz oblicza się Al / Cl:
Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)
= 9 / 35, 5
50 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 musisz pomnożyć Al / Cl przez liczbę, która pozwala na porównanie (dla wygody) z Al / H.
Nieprecyzyjność w obliczeniach
Al / Cl jest następnie mnożone przez 108 (27 / 0, 250), dając 27 g Al, który reaguje z 108 g Cl. Nie dzieje się to dokładnie tak. Jeśli weźmiemy na przykład wartość 0.253 dla Al / Cl i pomnożymy ją przez 106, 7 (27 / 0.253), będziemy mieli 27 g Al reagującego 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 z powodu dokładności i niewłaściwego wykorzystania miejsc dziesiętnych.
