MELYEK A KÉMIA SÚLYTÖRVÉNYEI? (PÉLDÁK) - KÉMIA - 2026

A kémiai ponderális törvények azok, amelyek megmutatták, hogy a reakcióba lépő anyagok tömege nem tetszőleges vagy véletlenszerű módon történik; de az egész számok vagy azok több részének állandó matematikai arányának fenntartása mellett, amelyben az elemek atomjai nem keletkeznek, sem nem pusztulnak el.

A törvények elfogadásának múltja során rendkívüli érvelési erőfeszítéseket igényelt; mert bár ez túlságosan nyilvánvalónak tűnik, még azelőtt sem, hogy az elemek vagy a vegyületek atom- és molekuláris tömegét még még nem is ismerték volna.

Forrás: Jeff Keyzer, Austin, TX, USA

Mivel nem volt pontosan ismert, hogy az egyes elemek atomjának egy molja mennyiben egyenlő, a 18. és 19. század vegyészeinek a reagens tömegre kellett támaszkodniuk. Tehát a kezdetleges analitikai mérlegek (felső kép) elválaszthatatlan társak voltak a súlyszabályok megállapításához szükséges több száz kísérlet során.

Ez az oka annak, hogy amikor ezeket a kémiai törvényeket tanulmányozza, minden pillanatban szembesül a tömegmérésekkel. Ennek köszönhetően, a kísérletek eredményeinek extrapolálásával kiderült, hogy tiszta kémiai vegyületek mindig alkotóelemeik azonos tömegszázalékával képződnek.

A tömegmegőrzési törvény

Ez a törvény kimondja, hogy kémiai reakcióban a reagensek össztömege megegyezik a termékek teljes tömegével; mindaddig, amíg a vizsgált rendszer le van zárva, és nincs cseréje tömeggel és energiával a környezetével.

Egy kémiai reakció során az anyagok nem tűnnek el, hanem más azonos tömegű anyaggá alakulnak; következésképpen a híres mondat: „semmit nem teremtünk, semmit sem pusztítunk el, mindent átalakítunk”.

A tömeg megőrzésének törvényét a kémiai reakciók során először Mihail Lomonsov javasolta 1756-ban, aki kísérleteinek eredményeit mutatta be naplójában.

Később, 1774-ben Antoine Levoisier, francia vegyész bemutatta kísérleteinek eredményeit, amelyek lehetővé tették ennek megállapítását; amelyet egyesek Lavoisier-törvénynek is neveznek.

-Lavoisier kísérletek

Lavoisier idején (1743-1794) volt a Phlogiston elmélet, amely szerint a testek képesek voltak tüzet gyújtani vagy égni. Lavoisier kísérletei lehetővé tették ezen elmélet elvetését.

Lavoisier számos fémégetési kísérletet végzett. Gondosan megmérte az anyagokat zárt tartályban történő égetés előtt és után, megállapítva, hogy nyilvánvaló súlynövekedés volt.

De Lavoiser az oxigén égésében játszott szerepére vonatkozó ismeretei alapján arra a következtetésre jutott, hogy az égés során a súlygyarapodás az oxigénnek az égő anyagba történő beépítéséből fakad. A fém-oxidok fogalma született.

Ezért az égésnek kitett fémek tömegének és az oxigénnek az összege nem változott. Ez a következtetés lehetővé tette a tömegvédelemről szóló törvény létrehozását.

-Egyenletek egyensúlya

A misevédelemről szóló törvény megállapította a kémiai egyenletek kiegyensúlyozásának szükségességét, garantálva, hogy a kémiai reakcióban részt vevő összes elem - mind reagensek, akár termékek - száma megegyezzen.

Ez alapvető követelmény a sztöchiometrikus számítások pontosságának elvégzéséhez.

-Calculations

Víz anyajegyek

Hány mól víz termelhető 5 mól metán felesleges oxigén elégetése során? Mutasd meg azt is, hogy az anyagmegőrzési törvény érvényes.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

A reakció kiegyensúlyozott egyenletét megfigyelve arra a következtetésre jutunk, hogy 1 mol metán 2 mol vizet eredményez.

A probléma megoldható közvetlenül egy egyszerű megközelítés, hiszen nem rendelkezik 1 mól, de 5 mól CH ₄:

Mól vizet = 5 mol CH ₄ (2 mol H ₂ O / 1 mól CH ₄)

= 10

Ez lenne egyenértékű 180 g H ₂ O. Szintén 5 mol vagy 220 g CO _{2 alakult}, amely egyenlő egy teljes tömege 400 g termék.

Így az anyagmegőrzési törvény betartása érdekében 400 g reagenseknek reagálniuk kell; se több se kevesebb. Ezek 400 g, 80 g megfelel 5 mol CH ₄ (szorozva annak molekulatömege 16 g / mol), és a 320 g felelnek meg 10 mol O ₂ (ugyanúgy annak molekulatömege 32 g / mol).

Magnézium szalag elégetése

1,50 g magnéziumszalagot zárt tartályban égettem el, amely 0,80 g oxigént tartalmaz. Égés után 0,25 g oxigén maradt a tartályban. a) Milyen oxigéntömeg reagált? b) Hány magnézium-oxid képződött?

A reagált oxigén tömegét egyszerű különbséggel kapjuk meg.

Az elfogyasztott oxigén tömege = (kezdeti tömeg - maradék tömeg) oxigén

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

A tömegmegőrzési törvény szerint

Magnézium-oxid tömege = magnézium tömege + oxigén tömege

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

A határozott arányok törvénye

Joseph Louis Proust (1754-1826), francia vegyész rájött, hogy egy kémiai reakcióban a kémiai elemek mindig meghatározott tömeg-arányban reagálnak, hogy egy meghatározott tiszta vegyületet képezzenek; ezért összetétele állandó, függetlenül a forrástól vagy eredetétől vagy a szintézis módjától.

Proust 1799-ben kihirdette a meghatározott arányok törvényét, amely kimondja: "Ha két vagy több elem egyesül, és így egy vegyületet képeznek, akkor ezt egy rögzített tömegarányban". Ez a kapcsolat tehát rögzített, és nem függ a vegyület előállítása során követett stratégiától.

Ezt a törvényt az állandó összetételű törvénynek is nevezik, amely kimondja: "Minden tisztaságú kémiai vegyület mindig ugyanazokat az elemeket tartalmazza, állandó tömeg arányban."

-A törvény végrehajtása

A vas (Fe) kénnel (S) reagálva vasszulfidot (FeS) képez, három helyzetet lehet megjegyezni (1, 2 és 3):

Az elemek kombinációjának arányának meghatározásához ossza meg a nagyobb tömeget (Fe) a kisebb tömeggel (S). A számítás 1,75: 1 arányt ad. Ezt az értéket megismételjük a megadott három feltételben (1., 2. és 3.), ha ugyanazt az arányt kapjuk, bár eltérő tömegeket alkalmazunk.

Vagyis 1,75 g Fe-t 1,0 g S-vel kombinálva 2,75 g FeS-t kapunk.

-Applications

E törvény alkalmazásával pontosan meg lehet ismerni az elemek tömegét, amelyeket össze kell keverni, hogy egy vegyület kívánt tömegét megkapjuk.

Ily módon információ nyerhető a kémiai reakcióban részt vevő egyes elemek többlettömegéről, vagy arról, hogy van-e a reakcióban korlátozó reagens.

Ezen felül alkalmazzák a vegyület cenzimális összetételét, és az utóbbi alapján meghatározható a vegyület képlete.

Egy vegyület cenzimális összetétele

A következő reakcióban szén-dioxid (CO ₂) képződik:

C + O ₂ => CO ₂

12 g szén egyesíti 32 g oxigént, így 44 g szén-dioxidot kap.

Tehát a szén százalékos értéke megegyezik

Szén% = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Az oxigén százaléka = (32 g / 44 g) 100%

Az oxigén százaléka = 72,7%

Az állandó összetételű törvény megállapításával megállapítható, hogy a szén-dioxid mindig 27,3% szénből és 72,7% oxigénből áll.

-Calculations

Kén-trioxid

A különféle edényekben lévő 4 g és 6 g kén (S) oxigénnel (O) történő reagáltatásával 10 g és 15 g kén-trioxidot (SO ₃) kapunk.

Miért kaptak ilyen mennyiségű kén-trioxidot, mások nem?

Számítsuk ki azt a kénmennyiséget is, amely 36 g oxigénnel való összekapcsoláshoz szükséges, valamint a kapott kén-trioxid tömegét.

A. rész)

Az első tartályban 4 ként keverünk X g oxigénnel, így 10 g trioxidot kapunk. Ha a tömegmegőrzési törvényt alkalmazzuk, akkor meg tudjuk oldani az oxigén tömegét, amely a kénnel kombinálódott.

Oxigén tömege = 10 g oxigén-trioxid - 4 g kén.

= 6 g

A 2. edényben 6 g ként összekeverünk X g oxigénnel, így 15 kén-trioxidot kapunk.

Oxigén tömege = 15 g kén-trioxid - 6 g kén

= 9 g

Ezután kiszámoljuk az egyes tartályok O / S arányát:

O / S arány 1. helyzetben = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

O / S arány 2. helyzetben = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Ami összhangban van a meghatározott arányok törvényében foglaltakkal, ami azt jelzi, hogy az elemek mindig azonos arányban egyesülnek, hogy egy bizonyos vegyületet képezzenek.

Ezért a kapott értékek helyesek és azok, amelyek megfelelnek a törvény alkalmazásának.

B) rész

Az előző szakaszban 1,5 / 1 értéket számoltak az O / S arányra.

g kén = 36 oxigén (1 g kén / 1,5 g oxigén)

= 24 g

g kén-trioxid = 36 g oxigén + 24 g kén

= 60 g

Klór és magnézium

A klórt és a magnéziumot 2,95 g klór arányban egyesítjük minden magnéziumra. a) Határozzuk meg a klór és magnézium tömegét, amely 25 g magnézium-klorid előállításához szükséges. b) Mennyi a magnézium-klorid összetétele?

A. rész)

A Cl: Mg arány 2,95 értéke alapján a következő megközelítést lehet alkalmazni:

2,95 g Cl + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Azután:

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

= 18,67

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

= 6,33

Ezután 18,67 g klórt egyesítünk 6,33 g magnéziummal, így 25 g magnézium-kloridot kapunk.

B) rész

Először számítsuk ki a magnézium-klorid, MgCl ₂ molekulatömegét:

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

= 95,3 g / mol

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

= 25,5%

Klórszázalék = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Több arányú törvény vagy Dalton törvénye

A törvényt 1803-ban bejelentette John Dalton francia vegyész és meteorológus, a légköri gázok reakcióinak megfigyelései alapján.

A törvényt a következőképpen fogalmazták meg: "Ha az elemeket egynél több vegyület előállítása céljából kombinálják, akkor az egyik változó tömege csatlakozik a másik rögzített tömegéhez, és az első kanonikus és nem megfelelő számokhoz viszonyítva".

Ezenkívül: "Ha két elem kombinációja során különböző vegyületeket állítanak elő, mivel az egyiknek rögzített mennyisége van, akkor a másik elem különböző mennyiségei, amelyek az említett rögzített mennyiséggel kombinálva előállítják a vegyületeket, egyszerű egész számokhoz viszonyítva".

John Dalton az atom első modern leírását készítette a kémiai elemek alkotóelemeként, amikor rámutatott, hogy az elemek oszthatatlan részecskékből állnak, atomoknak nevezik őket.

Ezenkívül azt állította, hogy a vegyületek akkor képződnek, amikor a különféle elemek atomjai összekapcsolódnak egyszerű egész számmal.

Dalton befejezte a Proust nyomozási munkáit. Rámutatott két ón-oxid létezésére: 88,1% és 78,7% ón, a megfelelő oxigén százalékban, 11,9% és 21,3%.

-Calculations

Víz és hidrogén-peroxid

Mutassa be, hogy a víz, H ₂ O és hidrogén-peroxid, H ₂ O _{2 vegyületek} megfelelnek-e a többszörös arány törvényének.

Az elemek atomtömege: H = 1 g / mol és az oxigén = 16 g / mol.

Molekulatömegét vegyületek: H ₂ O = 18 g / mol és a H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

A hidrogén az az elem, amelynek rögzített mennyisége van H ₂ O-ban és H ₂ O ₂ -ben, tehát meghatározzuk az O és H arányokat mindkét vegyületben.

O / H arány H ₂ O-ban = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

O / H arány H ₂ O ₂ -ben = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

A két arány közötti kapcsolat = (16/1) / (8/1)

= 2

Tehát a hidrogén-peroxid / víz O / H aránya 2, egy egyszerű egész szám. Ezért igazolják a többrészes törvény betartását.

Nitrogén-oxidok

Milyen tömegű oxigén kombinálódik 3,0 g nitroginnel a) nitrogén-oxidban, NO-ban és b) nitrogén-dioxidban, NO _2-ben. Mutassa be, hogy az NO és a NO ₂ megfelel-e a többszörös arány törvényének.

Nitrogén tömege = 3 g

Atomi súlyok: nitrogén 14 g / mol és oxigén 16 g / mol.

számítások

NO-ban az egyik N-atom összekapcsolódik az O-atommal, tehát az oxigén tömege, amely 3 g nitrogéngel kombinálódik, a következő megközelítéssel számítható ki:

g O = g nitrogén · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

NO ₂ -ben az egyik N atom 2 O atommal kombinálódik, tehát az oxigén tömegét kombinálva:

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

= 6,86 g O

O / N arány NO-ban = 3,43 g O / 3 g N

= 1,143

O / N arány NO _2-ben = 6,86 g O / 3 g N

= 2,282

Az O / N arányok közötti kapcsolat értéke = 2282 / 1,143

= 2

Tehát az O / N arány értéke 2, egy egyszerű egész szám. Ezért teljesül a több arányos törvény.

A viszonosság aránya

Ez a Richter és Carl F. Wenzel által külön megfogalmazott törvény megállapítja, hogy két közös elem tömegszázaléka közös elemmel lehetővé teszi a harmadik vegyület arányának meghatározását a többi elem között, ha ezek reagálnak.

Például, ha van két AB és CB vegyület, akkor láthatja, hogy a közös elem a B.

A Richter-Wenzel-törvény vagy a viszonossági arányok azt mondják, hogy tudva, hogy az A mekkora része reagál B-val az AB-hoz, és mekkora C reagál B-val, hogy CB-t adjon, kiszámolhatjuk az A tömegét, amelyre szükség van egy C tömege AC képződéséhez.

És az eredmény az, hogy az A: C vagy A / C aránynak A / B vagy C / B többszörösének vagy többszörösének kell lennie. Ezt a törvényt azonban nem mindig teljesítik, különösen akkor, ha az elemek különböző oxidációs állapotokat mutatnak.

Az összes ponderális törvény közül ez talán a leginkább "elvont" vagy bonyolultabb. De ha matematikai szempontból elemezi, akkor látni fogja, hogy csak konverziós tényezőkből és törlésekből áll.

Randomizált többcentrumos

Metán

Ha ismert, hogy 12 g szén reagál 32 g oxigénnel, széndioxid képződik; és hogy, másrészt, 2 g hidrogén reagál 16 g oxigénből víz képződik, majd a masszát arányok C / O és H / O CO ₂ és H ₂ O, illetve, lehet becsülni.

A C / O és H / O kiszámításához:

C / O = 12 g C / 32 g

= 3/8

H / O = 2 g H / 16 g

= 1/8

Az oxigén a közös elem, és tudni szeretné, hogy mennyi szén reagál hidrogénnel metán előállításához; vagyis ki akarja számítani a C / H (vagy H / C) értéket. Ezután meg kell osztani a korábbi arányokat annak megmutatása érdekében, hogy a viszonosság teljesül-e vagy sem:

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

Vegye figyelembe, hogy ily módon az O törlésre kerül, és C / H megmarad:

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

= 3

És 3 a 3/8 (3/8 x 8) szorzója. Ez azt jelenti, hogy 3 g szén-dioxid reagál 1 g hidrogénnel metánt eredményez. De, hogy képes legyen összehasonlítani CO ₂, többszörösen C / H 4, ami megegyezik a 12; így 12 g C-t kapunk, amely 4 g H-vel reagál, és metánt képez, ami szintén igaz.

Magnézium-szulfid

Ha ismert, hogy 24 g magnézium reagál 2 g hidrogénnel, magnézium-hidridet képez; Ezenkívül 32 g kén reagál 2 g hidrogénnel hidrogén-szulfid képződésére, a közös elem hidrogén, és Mg / S-t akarjuk kiszámítani Mg / H és H / S értékből.

Ezután az Mg / H és H / S külön kiszámításakor a következőket kapjuk:

Mg / H = 24 g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2 g H / 32 g S

= 1/16

Ugyanakkor kényelmes az S / H használatával törölni a H értéket. Ezért S / H egyenlő 16. Ha ezt megtettük, folytatjuk az Mg / S kiszámítását:

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

= (12/16)

= 3/4

És a 3/4 egy 12-es részből álló rész (3/4 x 16). Az Mg / S arány azt jelzi, hogy 3 g Mg reagál 4 g kénnel magnézium-szulfid képződésére. Azonban meg kell szoroznia az Mg / S-t 8-tal, hogy összehasonlíthassa az Mg / H-val. Így 24 g magnézium-oxid reagál 32 g kénnel, így kapjuk ezt a fém-szulfidot.

Alumínium-klorid

Ismert, hogy 35,5 g Cl reagál 1 g hidrogén-kloriddal. Továbbá, 27 g Al reagál 3 g H alkotnak AIH ₃. Keresse meg az alumínium-klorid arányát és mondja ki, hogy az adott vegyület megfelel-e a Richter-Wenzel törvénynek.

Ismét a Cl / H és Al / H külön-külön történő kiszámítását folytatjuk:

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

= 35,5

Al / H = 27 g Al / 3 g H

= 9

Most az Al / Cl kiszámítása:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 vagy 1/4 (valójában 0,253)

Vagyis 0,250 g Al reagál 1 g Cl-lel, hogy a megfelelő sót képezzék. De meg kell ismételni, hogy az Al / Cl-t meg kell szorozni egy számmal, amely lehetővé teszi az összehasonlítást (a kényelem érdekében) az Al / H-val.

Pontatlanságok a számításban

Az Al / Cl-et ezután megszorozzuk 108-val (27 / 0,250), így 27 g Al-t kapunk, amely 108 g Cl-vel reagál. Ez nem igaz. Ha például az Al / Cl 0,253-szorosát vesszük fel és megszorozzuk 106,7-el (27 / 0,253), akkor 27 g Al reagál 106,7 g Cl-vel; amely közelebb áll a valósághoz (AlCl ₃, PA PA-értéke 35,5 g / mol Cl).

Itt láthatjuk, hogyan kezdheti Richter törvénye a pontosság és a tizedesjegyekkel való visszaélés zavarát.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Flores, J. Química (2002). Szerkesztő Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (Sf). A ponderális és a térfogati törvények. Helyreállítva: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (Sf). A kémiai kombináció törvényei. Helyreállítva: toppr.com
5. Ragyogó. (2019). A kémiai kombináció törvényei. Helyreállítva: brilliant.org
6. Kémia LibreTexts. (2015, július 15). Alapvető kémiai törvények. Helyreállítva: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. január 18.). A tömegmegőrzési törvény. Helyreállítva: gondolat.com