Jakie są przepisy dotyczące wagi chemii? (Przykłady)

Prawa chemii Są to te, które wykazały, że masy substancji, które reagują, nie robią tego dowolnie ani losowo; ale utrzymanie stałego matematycznego odsetka liczb lub ich podmiotów, w których atomy elementów nie są tworzone ani niszczone.

W przeszłości ustanowienie tych przepisów wymagało nadzwyczajnych wysiłków rozumowania; Ponieważ chociaż teraz wydaje się to zbyt widoczne, zanim masy atomowe lub cząsteczkowe pierwiastków lub związków nie były nawet znane, odpowiednio.

Źródło: Jeff Keyzer z Austin, Teksas, USA [CC BY-SA 2.0 (https: // creativeCommons.ORG/Licencje/BY-SA/2.0)]

Ponieważ nie było wiadomo, w jaki sposób mol atomów każdego pierwiastka były równoważne, chemikalia z XVIII i XIX wieku musiały być oparte na masach reagujących. Tak, że podstawowe skale analityczne (obraz doskonały) były nierozłącznymi towarzyszami podczas setek eksperymentów niezbędnych do osiedlenia się w zakresie praw obciążających.

Z tego powodu, gdy te prawa chemii są badane, w każdej chwili natknęły się na pomiary masowe. Dzięki temu, ekstrapolując wyniki eksperymentów, odkryto, że związki chemiczne Czysty Zawsze tworzą z taką samą masową proporcją swoich elementów składowych.

[TOC]

Prawo zachowania masy

Prawo to mówi, że w reakcji chemicznej całkowita masa odczynników 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; Stamtąd słynne zdanie: „Nic nie jest tworzone, nic nie jest zniszczone, wszystko jest przekształcone”.

Historycznie, prawo ochrony masowej w reakcji chemicznej zostało po raz pierwszy zaproponowane w 1756 r.

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

-Eksperymenty Lavoisier

W czasach Lavoisiera (1743-1794) istniała teoria Flogisto, zgodnie z którą ciała miały możliwość rozpalenia lub spalania. Eksperymenty Lavoisiera pozwoliły na odrzucenie tej teorii.

Lavoisier przeprowadził liczne eksperymenty spalania metalu. Ostrożnie ważył materiały przed i po spalaniu w zamkniętym pojemniku, stwierdzając, że istnieje widoczny przyrost masy ciała.

Ale Lavoiser, w oparciu o wiedzę o roli tlenu w spalaniu, stwierdził, że przyrost masy ciała w spalaniu był spowodowany włączeniem tlenu do materiału spalania. Narodziła się koncepcja tlenków metali.

Dlatego suma mas metali poddanych spalaniu i tlenu pozostała niezmienna. Wniosek pozwolił na ustanowienie ustawy o ochronie masowej.

-Równoważenie równań

Ustawa o ochronie masowej ustanowiła potrzebę zrównoważenia równań chemicznych, gwarantując, że liczba wszystkich elementów zaangażowanych w reakcję chemiczną, a także odczynniki lub produkty, jest dokładnie taka sama.

Jest to zasadniczy wymóg dokładności obliczeń stechiometrycznych, które są dokonywane.

-Obliczenia

Mole wody

Ile moli wody może wystąpić podczas spalania 5 moli metanu w nadmiaru tlenu? Pokazuje również, że prawo ochrony materii jest spełnione.

Ch₄   +    2 o₂   => Co₂   +    2 godz₂ALBO

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 mol, ale 5 moli Cho₄:

Mole wody = 5 moli Cho₄· (2 mole h₂O / 1 mol z Cho₄)

= 10

Co byłoby równoważne 180 g h₂ALBO. Utworzono również 5 mol lub 220 g Co₂, co jest równe całkowitej masie 400 g produktów.

Zatem dla prawa ochrony podmiotu reagowania 400 g odczynników; nie więcej nie mniej.  Z tych 400 g 80 g odpowiada 5 mole₄ (mnożenie przez masę cząsteczkową 16 g/mol) i 320 g przy 10 molach o₂ (Podobnie ze względu na jego masę cząsteczkową 32 g/mol).

Spalanie taśmy magnezowej

1,50 g taśmy magnezowej spalonej w zamkniętym pojemniku zawierającym 0,80 g tlenu. Po spalaniu 0,25 g tlenu było w pojemniku. a) Co zareagowała masa tlenu? b) Ile powstał tlenek magnezu?

Może ci służyć: Rozwiązanie hipotoniczne: składniki, przygotowanie, przykłady

Masa tlenu, która reagowała, jest uzyskiwana przez prostą różnicę.

Zużyta masa tlenu = (masa początkowa - masa resztkowa) tlen

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g lub₂ (Do)

Zgodnie z ustawą o ochronie masowej,

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 masy, tworząc związek czysty konkretny; Dlatego jego skład jest stały, niezależnie od źródła lub pochodzenia, lub sposób syntetyzowania.

Proust w 1799 r. Stwierdził prawo zdefiniowanych proporcji, które stwierdza, że: „Gdy dwa lub więcej elementów jest łączone w celu utworzenia związku, robią to w stałym związku masy”. Tak więc związek ten jest ustalony i nie zależy od strategii zastosowanej w celu przygotowania związku.

Prawo to jest również znane jako prawo ciągłego składu, które stwierdza, że: „Każdy związek chemiczny w czystości zawsze zawiera te same pierwiastki, w stałym odsetku masy”.

-Ilustracja prawa

Żelazo (wiara) reaguje z siarką (-y) z tworzeniem siarczku żelaza (FES), można wskazać trzy sytuacje (1, 2 i 3):

Aby znaleźć odsetek, w którym elementy są łączone, główna masa (wiara) jest podzielona przez mniejszą masę (masy). Obliczenia daje odsetek 1,75: 1. Wartość tę powtarza się w trzech podanych warunkach (1, 2 i 3), gdzie uzyskuje się ten sam odsetek, chociaż stosuje się różne masy.

To znaczy, że 1,75 g wiary jest łączone z 1,0 g S, aby dać 2,75 g FES.

-Aplikacje

Poprzez zastosowanie tego prawa, możesz dokładnie wiedzieć o masach elementów, które należy połączyć, aby uzyskać pożądaną masę związku.

W ten sposób można uzyskać informacje o masie resztek któregokolwiek z elementów zaangażowanych w reakcję chemiczną lub jeśli w reakcji istnieje ograniczony odczynnik.

Ponadto dotyczy poznania składu centesimalnego związku, a na podstawie tych ostatnich można ustalić wzór związku.

Skład centezimalny związku

Dwutlenek węgla (co₂) powstaje w następującej reakcji:

C +o₂     => Co₂

12 g węgla 32 g tlenu łączy się, aby uzyskać 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 %

Korzystając z stwierdzenia prawa stałego składu, można zauważyć, że dwutlenek węgla jest zawsze tworzony przez 27,3 % węgla i 72,7 % tlenu.

-Obliczenia

TRIOTOLENSIDE SUARKI

Reagując w różne pojemniki 4 g i 6 g siarki (S) z tlenem (O), uzyskano odpowiednio 10 g i 15 g triorek siarki (więc₃).

Dlaczego takie ilości trójtlenku siarki, a nie inne?

Oblicz także ilość siarki niezbędnej do połączenia z 36 g tlenu i uzyskanym ciasto trójtlenku siarki.

Część A)

W pierwszym pojemniku 4 g g tlenu miesza się w celu uzyskania 10 g triorek. Jeśli zastosowano prawo ochrony masowej, możemy wyczyścić masę tlenu połączoną z siarką.

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

= 6 g

W pojemniku 2 6 g siarki zmieszane są z x g tlenu w celu uzyskania 15 trójtlenku siarki.

Masa tlenu = 15 g triorek siarki - 6 g siarki

= 9 g

Następnie obliczane są proporcje O/S dla każdego pojemnika:

Proporcja o / s w sytuacji 1 = 6 g o / 4 g s

= 1,5 / 1

Proporcja o / s w sytuacji 2 = 9 g o / 6 g s

= 1,5 / 1

Co zgadza się z tym, co jest podniesione w prawie zdefiniowanych proporcji wskazujących, że elementy są zawsze łączone w tej samej proporcji, aby utworzyć określony związek.

Dlatego uzyskane wartości są poprawne, a te, które odpowiadają zastosowaniu prawa.

Część B)

W poprzedniej sekcji obliczono wartość 1,5 / 1 dla proporcji o / s.

Może ci służyć: stany agregacji materii

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

= 24 g

g trójtleniku siarki = 36 g tlenu + 24 g siarki

= 60 g

Chlor i magnez

Chlor i magnez łączy się w proporcji 2,95 g chloru dla każdego g magnezu. a) Określ masę chloru i magnezu niezbędne do uzyskania 25 g chlorku magnezu. b) Jaki jest procentowy skład chlorku magnezu?

Część A)

Na podstawie wartości 2,95 dla stosunku CL: Mg można podjąć 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 mgcl₂ · (1 g mg / 3,95 g mgcl₂)

= 6,33

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

Część B)

Masa cząsteczkowa chlorku magnezu, MGCL jest obliczana najpierw₂:

MgCl Masowe MASA₂ = 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 wielu proporcji lub prawa Dalton

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

Prawo stwierdzono w następujący sposób: „Gdy elementy są łączone, aby dać więcej niż jeden związek, zmienna masa jednego z nich dołącza do stałej masy drugiej, a pierwsza ma związek kanonów i niewyraźnych liczb”.

Ponadto: „Gdy dwa elementy są łączone, aby powodować różne związki, biorąc pod uwagę stałą ilość jednego z nich, różne ilości drugiego elementu, które są łączone z tą stałą ilością do wytworzenia związków, są w stosunku do prostych liczb całkowych”.

John Dalton dokonał pierwszego nowoczesnego opisu atomu jako składnika pierwiastków chemicznych, gdy wskazał, że pierwiastki są tworzone przez niepodzielne cząstki zwane atomami.

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

Dalton ukończył prace badawcze Prousta. Zwrócił uwagę na istnienie dwóch tlenków cyny, z odsetkami 88,1% i 78,7% cyny z odpowiednimi odsetkami tlenu, odpowiednio 11,9% i 21,3%.

-Obliczenia

Nadtlenek wody i wodoru

Pokaż, że związki wodne, h₂Lub i nadtlenek wodoru, h₂ALBO₂, Są zgodne z prawem wielu proporcji.

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

Peso molekularne związków: H₂O = 18 g/mol i h₂ALBO₂ = 34 g/mol.

Wodór jest elementem o stałej ilości w h₂Lub h₂ALBO₂, Tak więc proporcje między O i H zostaną ustalone w obu związkach.

Stosunek O/H w H H₂O = (16 g/mol)/(2 g/mol)

= 8/1

Stosunek O/H w H H₂ALBO₂ = (32 g/mol)/(2 g/mol)

= 16/1

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

= 2

Następnie stosunek lub/h między nadtlenkiem wodoru a wodą wynosi 2, liczba całkowita i prosta. Wykazano zgodność z prawem wielu proporcji.

Tlenki azotu

Jaka masa tlenu jest łączona z 3,0 g azotu w a) tlenku azotu, no i b) dwutlenku azotu, nr₂. Pokaż, że nie i nie₂ Są zgodne z prawem wielu proporcji.

Masa azotu = 3 g

Wagi atomowe: azot, 14 g/mol i tlen, 16 g/mol.

Obliczenia

W NO atom N jest łączony z 1 atomem O, tak że masę tlenu, która jest połączona z 3 g azotu można obliczyć na następujące podejście:

G O = g azotu · (PA. O / PA. N)

= 3 g · (16 g/mol/14 g/mol)

= 3,43 g lub

W nie₂, Atom n jest łączony z 2 atomami O, więc masa tlenu, która jest łączona, wynosi:

g tlenu = 3 g · (32 g/mol/14 g/mol)

= 6,86 g lub

Proporcja o/ n na no = 3,43 g o/ 3 g n

= 1 143

Proporcja lub/n w no₂ = 6,86 g o / 3 g n

= 2 282

Wartość związku między proporcjami o / n = 2 282 /1 143

= 2

Następnie wartość związku między proporcjami lub/n wynosi 2, liczba całkowita i prosta. Dlatego prawo wielu proporcji jest spełnione.

Prawo wzajemnych proporcji

To prawo sformułowane przez Richtera i Carla F. Wenzel oddzielnie.

Może ci służyć: sód: historia, struktura, właściwości, ryzyko i zastosowania

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

Prawo Richtera-Wenzela lub wzajemne proporcje mówią, że wiedząc, ile A reaguje z B, aby dać AB, a ile C reaguje z B, aby dać CB, możesz obliczyć masę, której konieczna jest reakcja z masą C na masę C dla Maca.

A rezultat jest taki, że proporcja do: C lub A/C musi być wielokrotnym lub podmiejskim A/B lub C/B. Jednak prawo to nie zawsze jest spełnione, zwłaszcza gdy elementy przedstawiają kilka stanów utleniania.

Ze wszystkich przepisów dotyczących wagi jest to być może najbardziej „abstrakcyjne” lub skomplikowane. Ale jeśli zostanie przeanalizowane z matematycznego punktu widzenia, okaże się, że składa się tylko z czynników konwersji i anulowania.

-Przykłady

Metan

Jeśli wiadomo, że 12 g węgla reaguje z 32 g tlenu, tworząc dwutlenek węgla; i że z drugiej strony 2 g wodoru reaguje z 16 g tlenu w celu utworzenia wody, wówczas można oszacować proporcje masy C/O i dla CO₂ i H₂Lub odpowiednio.

Obliczanie c/o i h/lub masz:

C / o = 12 g c / 32 g lub

= 3/8

H / o = 2G H / 16G lub

= 1/8

Tlen jest wspólnym pierwiastkiem i pożądane jest, aby wiedzieć, ile węgla reaguje z wodorem w celu wytworzenia metanu; To znaczy, chcesz obliczyć c/h (lub h/c). Następnie konieczne jest dokonanie podziału poprzednich proporcji, aby wykazać, czy wzajemność jest spełniona:

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

Zauważ, że w ten sposób system operacyjny jest anulowany, 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, aby dać metan. Ale aby móc porównać to z CO₂, Jest mnożony c/h przez 4, co jest równe 12; Daje to 12 g C, które reaguje z 4 g H, tworząc metan, co jest również prawdziwe.

Siarczek magnezu

Jeśli wiadomo, że 24 g magnezu reaguje z 2 g wodoru z utworzeniem wodorku magnezu; A ponadto 32 g siarki reaguje z 2 g wodoru z tworzeniem siarczku wodoru, elementem wspólnym jest wodór i chce obliczyć mg/s z mg/h i h/s.

Następnie obliczanie Mg/H i H/S osobno masz:

Mg / h = 24 g mg / 2 g h

= 12

H / s = 2G H / 32G S

= 1/16

Jednak wygodne jest użycie s/h do anulowania h. Dlatego S/H jest równe 16. Zrobiliśmy to, obliczamy MG/S:

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

= (12/16)

= 3/4

A 3/4 jest podmieniem 12 (3/4 x 16). Proporcja mg/s wskazuje, że 3 g mg reaguje z 4 g siarki z tworzeniem siarczku magnezu. Jednak musisz pomnożyć mg/s przez 8, aby móc porównać to z Mg/H. Zatem 24 g mg reaguje z 32 g siarki, aby dać ten metaliczny siarczek.

Chlorek aluminiowy

Wiadomo, że 35,5 g CL reaguje z 1 g H, tworząc HCl. Również 27 g Al reaguje z 3 g H z formą ALH₃. Oblicz odsetek chlorku aluminiowego i powiedz, czy taki związek jest posłuszny prawowi Richtera-Wenzela.

Ponownie Cl/H i At/H są obliczane osobno:

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

= 35,5

At/ h = 27 g at/ 3g h

= 9

Teraz jest obliczany do/cl:

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

= 9/35,5

≈ 0,250 lub 1/4 (to właściwie 0,253)

To znaczy 0,250 g Al reaguje z 1 g Cl, tworząc odpowiednią sól. Ale ponownie należy go pomnożyć do/cl przez liczbę, która pozwala jej porównać (dla komfortu) z al/h.

Niedokłady w obliczeniach

Następnie jest mnożony at/cl przez 108 (0,27/250), co daje 27 g, na co reaguje z 108 g Cl. Tak się nie dzieje dokładnie. Jeśli weźmiemy na przykład wartość 0,253 przez Al/Cl i pomnożymy ją przez 106,7 (27/0,253), 27 g Al reaguje z 106,7 g Cl; Który zbliża się bardziej do rzeczywistości (ALCL₃, z PA 35,5 g/mol dla CL).

Tutaj obserwuje się, w jaki sposób prawo Richtera może zacząć być utywale.

Bibliografia

1. Whitten, Davis, Peck i Stanley. (2008). Chemia. (8 wyd.). Cengage Learning.
2. Kwiaty, J. Chemia (2002). Santillana Editorial.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (S.F.). Przepisy dotyczące wagi i wolumetrycznych. Odzyskane z: encina.pntic.Mec.Jest
4. TOPPR. (S.F.). Prawa kombinacji chemicznej. Odzyskane z: toppr.com
5. Genialny. (2019). Prawa kombinacji chemicznej. Odzyskane od: genialne.org
6. Chemia librettexts. (15 lipca 2015 r.). Podstawowe przepisy chemiczne. Odzyskane z: chem.Librettexts.org
7. Helmestine, Anne Marie, pH.D. (18 stycznia 2019). Prawo zachowania masy. Odzyskane z: Thoughtco.com