VILKA ÄR VIKTLAGARNA FÖR KEMI? (EXEMPEL) - KEMI - 2026

De ponderal lagar kemi är de som har visat att den stora massan av de substanser som reagerar inte gör det på ett godtyckligt eller slumpmässigt sätt; men genom att upprätthålla en konstant matematisk andel av hela siffror eller submultipler därav, där elementens atomer varken skapas eller förstörs.

Tidigare krävde upprättandet av dessa lagar extraordinära ansträngningar för resonemang; för även om det verkar för uppenbart nu, innan atom- och molekylmassan för elementen respektive föreningarna inte ens var kända.

Källa: Jeff Keyzer från Austin, TX, USA

Eftersom det inte var känt exakt hur mycket en molatomer av varje element var lika, var kemisterna på 1700- och 1800-talet tvungna att förlita sig på reaktantmassorna. Så rudimentära analytiska balanser (toppbild) var oskiljaktiga följeslagare under de hundratals experiment som krävdes för att fastställa viktlagar.

Det är av denna anledning att när du studerar dessa kemilagar stöter du på massmätningar i varje ögonblick. Tack vare detta extrapolerade resultaten av experimenten upptäcktes att rena kemiska föreningar alltid bildas med samma massandel av deras beståndsdelar.

Lag för bevarande av massa

Denna lag säger att vid en kemisk reaktion är reaktanternas totala massa lika med produkternas totala massa; så länge det betraktade systemet är stängt och det inte finns något utbyte av massa och energi med dess omgivningar.

Vid en kemisk reaktion försvinner ämnen inte utan omvandlas till andra ämnen med samma massa; därmed den berömda frasen: "ingenting skapas, ingenting förstörs, allt förvandlas".

Historiskt föreslogs lagen om bevarande av massa i en kemisk reaktion 1756 av Mikhail Lomonsov, som visade resultaten av sina experiment i sin tidskrift.

Senare 1774 presenterade Antoine Levoisier, fransk kemist, resultaten av sina experiment som gjorde det möjligt att fastställa detta; som vissa också kallar Lavoisiers lag.

-Lavoisier-experiment

Under Lavoisiers tid (1743-1794) fanns det Phlogiston Theory, enligt vilka organ hade förmågan att ta eld eller bränna. Lavoisiers experiment gjorde det möjligt att kasta bort denna teori.

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

Men Lavoiser, på grundval av sin kunskap om syreens roll i förbränningen, drog slutsatsen att viktökningen i förbränningen berodde på införlivandet av syre i det brinnande materialet. Begreppet metalloxider föddes.

Därför förblev summan av massorna av de förbrända metallerna och syre oförändrade. Denna slutsats möjliggjorde inrättandet av lagen om bevarande av massa.

-Balans av ekvationer

Lagen om bevarande av massor fastställde behovet av att balansera kemiska ekvationer och garanterade att antalet element som är involverade i en kemisk reaktion, både som reaktanter eller som produkter, är exakt samma.

Detta är ett väsentligt krav för noggrannheten för de stökiometriska beräkningarna som ska utföras.

-Calculations

Vattenmol

Hur många mol vatten kan produceras under förbränningen av 5 mol metan i överskott av syre? Visa också att lagen om bevarande av materien gäller.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Genom att observera den balanserade ekvationen av reaktionen dras slutsatsen att 1 mol metan producerar 2 mol vatten.

Problemet kan lösas direkt med en enkel metod, eftersom vi inte har en mullvad, men 5 mol CH ₄ :

Mol vatten = 5 mol CH ₄ (2 mol H ₂ O / 1 mol CH ₄ )

= 10

Detta skulle vara ekvivalent med 180 g H ₂ O. Också 5 mol eller 220 g CO _{2 bildades} , vilket är lika med en total massa av 400 g av produkter.

För att lagen om bevarande av material ska uppfyllas måste 400 g reagens reagera; inte mer inte mindre. Av dessa 400 g, 80 g motsvarar 5 mol CH ₄ (multiplicerad med dess molekylmassa av 16 g / mol), och 320 g motsvarar 10 mol O ₂ (på samma sätt genom sin molekylmassa av 32 g / mol ).

Förbränning av ett magnesiumband

Ett 1,50 g magnesiumband brändes i en sluten behållare innehållande 0,80 g syre. Efter förbränning återstod 0,25 g syre i behållaren. a) Vilken syremassa reagerade? b) Hur mycket magnesiumoxid bildades?

Massan av syre som reageras erhålls genom en enkel skillnad.

Förbrukad syremassa = (initial massa - restmassa) syre

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Enligt lagen om bevarande av massa,

Massa magnesiumoxid = massa magnesium + massa syre

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Lag med bestämda proportioner

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

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

Denna lag är också känd som lagen för konstant sammansättning, som säger att: "Varje kemisk förening i ett tillstånd av renhet innehåller alltid samma element, i en konstant andel av massan."

-Illustration av lagen

Järn (Fe) reagerar med svavel (S) för att bilda järnsulfid (FeS), tre situationer kan noteras (1, 2 och 3):

För att hitta den andel som elementen kombinerar, dela den större massan (Fe) med den mindre massan (S). Beräkningen ger ett förhållande på 1,75: 1. Detta värde upprepas under de tre angivna förhållandena (1, 2 och 3), där samma andel erhålls även om olika massor används.

Det vill säga 1,75 g Fe kombineras med 1,0 g S för att ge 2,75 g FeS.

-applikationer

Genom att tillämpa denna lag kan man veta exakt massorna av elementen som måste kombineras för att erhålla en önskad massa av en förening.

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

Dessutom appliceras det för att känna till den centesimala sammansättningen av en förening, och baserat på den senare kan formeln för en förening fastställas.

Centesimal sammansättning av en förening

Koldioxid (CO ₂ ) bildas i följande reaktion:

C + O ₂ => CO ₂

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

Så procenten kol är lika

Kolprocent = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Procentandel syre = (32 g / 44 g) 100%

Andel syre = 72,7%

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

-Calculations

Svaveltioxid

Genom att reagera i olika kärl erhölls 4 g och 6 g svavel (S) med syre (O), 10 g respektive 15 g svaveltrioxid (SO ₃ ).

Varför erhölls sådana mängder svaveltrioxid och inte andra?

Beräkna också mängden svavel som krävs för att kombinera med 36 g syre och den erhållna svaveltioxiden.

Del A)

I den första behållaren blandas 4 svavel med X g syre för att erhålla 10 g trioxid. Om lagen om bevarande av massa tillämpas kan vi lösa för massan av syre som kombineras med svavel.

Syremassa = 10 g syretrioxid - 4 g svavel.

= 6 g

I kärlet 2 blandas 6 g svavel med X g syre för att erhålla 15 svaveltrioxid.

Syremassa = 15 g svaveltrioxid - 6 g svavel

= 9 g

Vi fortsätter sedan med att beräkna O / S-förhållandena för varje behållare:

O / S-förhållande i situation 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

O / S-förhållande i situation 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Vilket är i överensstämmelse med vad som anges i lagen med definierade proportioner, vilket indikerar att elementen alltid kombineras i samma proportion 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 O / S-förhållandet.

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 förhållandet 2,95 g klor för varje g magnesium. a) Bestäm massorna klor och magnesium som är nödvändiga för att erhålla 25 g magnesiumklorid. b) Vad är den procentuella sammansättningen av magnesiumklorid?

Del A)

Baserat på värdet 2,95 för Cl: Mg-förhållandet kan följande tillvägagångssätt göras:

2,95 g av Cl + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Sedan:

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

= 18,67

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

= 6,33

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

Del b)

Först beräkna molekylmassan av magnesiumklorid, MgClj ₂ :

Molekylvikt MgCb ₂ = 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 med flera proportioner eller Daltons lag

Lagen uttalades 1803 av den franska kemisten och meteorologen John Dalton, baserat på hans iakttagelser angående reaktionerna i atmosfäriska gaser.

Lagen förklarades på följande sätt: "När element kombineras för att ge mer än en förening, förenas en variabel massa av en av dem med en fast massa av den andra och den första har i relation till kanoniska och otydliga siffror".

Också: "När två element kombineras för att komma från olika föreningar, med tanke på en fast kvantitet av en av dem, är de olika mängderna av det andra elementet som kombineras med nämnda fasta kvantitet för att producera föreningarna i relation till enkla heltal."

John Dalton gjorde den första moderna beskrivningen av atomen som en komponent av kemiska element, när han påpekade att elementen består av odelbara partiklar som kallas atomer.

Dessutom postulerade han att föreningar bildas när atomer i olika element kombineras med varandra i enkla heltalstal.

Dalton avslutade utredningsarbeten från Proust. Han påpekade förekomsten av två tennoxider, med procenttal 88,1% och 78,7% tenn med motsvarande syreprocent, 11,9% respektive 21,3%.

-Calculations

Vatten och väteperoxid

Visar att föreningarna vatten, H ₂ O, och väteperoxid, H ₂ O ₂ , uppfyller lagen av flera proportioner.

Elementens atomvikter: H = 1 g / mol och syre = 16 g / mol.

Molekylvikterna för föreningarna: H ₂ O = 18 g / mol och H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Väte är det element med ett fast belopp i H ₂ O och H ₂ O ₂ , så proportionerna mellan O och H i båda föreningarna kommer att upprättas.

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

= 8/1

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

= 16/1

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

= 2

Så O / H-förhållandet väteperoxid till vatten är 2, ett enkelt heltal. Därför demonstreras överensstämmelse med lagen om flera proportioner.

Kväveoxider

Vilken massa syre kombineras med 3,0 g kväve i a) kväveoxid, NO och b) kvävedioxid, NO ₂ . Visa att NO och NO ₂ följer lagen om flera proportioner.

Kvävemassa = 3 g

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

beräkningar

I NO kombineras en N-atom med 1 O-atom, så massan av syre som kombineras med 3 g kväve kan beräknas på följande sätt:

g O = g kväve · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

I NO ₂ kombineras en N-atom med 2 O-atomer, så massan av syre som kombineras är:

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

= 6,86 g O

O / N-förhållande i NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1,143

O / N-förhållandet i NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2 282

Värdet på förhållandet mellan O / N-proportionerna = 2 282/1143

= 2

Så, värdet på O / N-förhållandet är 2, ett enkelt heltal. Därför är lagen om flera proportioner uppfyllda.

Lag om ömsesidiga proportioner

Denna lag formulerad av Richter och Carl F. Wenzel separat, fastställer att massförhållandena av två föreningar med ett gemensamt element tillåter att bestämma andelen av en tredje förening mellan de andra elementen om de reagerar.

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

Richter-Wenzel-lagen eller ömsesidiga proportioner säger att vi vet hur mycket av A som reagerar med B för att ge AB, och hur mycket av C som reagerar med B för att ge CB, vi kan beräkna massan av A som behövs för att reagera med en massa C för att bilda AC.

Och resultatet är att förhållandet A: C eller A / C måste vara en multipel eller submultipel av A / B eller C / B. Denna lag uppfylls emellertid inte alltid, särskilt när elementen uppvisar olika oxidationstillstånd.

Av alla övervägande lagar är detta kanske det mest "abstrakta" eller komplicerade. Men om du analyserar det ur en matematisk synvinkel kommer det att ses att det endast består av konverteringsfaktorer och avbokningar.

-Examples

Metan

Om det är känt att 12 g kol reagerar med 32 g syre för att bilda koldioxid; och att, å andra sidan, två g reagerar väte med 16 g av syre för att bilda vatten, därefter mass proportioner C / O och H / O för CO ₂ och H ₂ O, respektive , kan uppskattas .

Beräknar C / O och H / O har vi:

C / O = 12 g C / 32g O

= 3/8

H / O = 2 g H / 16 g O

= 1/8

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

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

Observera att på detta sätt avbryts O: erna och C / H kvarstår:

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

= 3

Och 3 är en multipel av 3/8 (3/8 x 8). Detta betyder att 3 g C reagerar med 1 g H för att ge metan. Men för att kunna jämföra det med CO ₂ multiplicerar du 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 24 g magnesium är känt att reagera med 2 g väte för att bilda magnesiumhydrid; Vidare reagerar 32 g svavel med 2 g väte för att bilda vätesulfid, det gemensamma elementet är väte och vi vill beräkna Mg / S från Mg / H och H / S.

Sedan beräknar vi Mg / H och H / S separat, vi har:

Mg / H = 24g 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. När detta är gjort fortsätter vi att beräkna Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

Och 3/4 är en submultipel av 12 (3/4 x 16). Mg / S-förhållandet indikerar att 3 g Mg reagerar med 4 g svavel för att bilda magnesiumsulfid. Men du måste 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 metallsulfid.

Aluminiumklorid

Det är känt att 35,5 g Cl reagerar med 1 g H för att bilda HCl. Också reagerar 27 g Al med 3 g H för att bilda AlH ₃ . Hitta andelen aluminiumklorid och berätta om denna förening följer Richter-Wenzel-lagen.

Återigen fortsätter vi att beräkna Cl / H och Al / H separat:

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

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Nu beräknas Al / Cl:

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

= 9 / 35,5

≈ 0.250 eller 1/4 (faktiskt 0.253)

Det vill säga, 0,250 g Al reagerar med 1 g Cl för att bilda motsvarande salt. Men återigen måste Al / Cl multipliceras med ett tal som gör det möjligt att jämföra (för bekvämlighet) med Al / H.

Felaktigheter i beräkningen

Al / Cl multipliceras sedan med 108 (27 / 0,250), vilket ger 27 g Al som reagerar med 108 g Cl. Detta är inte exakt fallet. Om vi ​​till exempel tar värdet 0,253 gånger Al / Cl och multiplicerar det med 106,7 (27 / 0,253), kommer vi att 27 g Al reagerar med 106,7 g Cl; som ligger närmare verkligheten (AlCl ₃ , med en PA av 35,5 g / mol för Cl).

Här ser vi hur Richter lag kan börja vakla över precision och missbruk av decimaler.

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
2. Flores, J. Química (2002). Redaktör Santillana
3. Joaquín San Frutos Fernández. (Sf). Ponderal och volumetriska lagar. Återställs från: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (Sf). Lagar om kemisk kombination. Återställd från: toppr.com
5. Lysande. (2019). Lagar om kemisk kombination. Återställd från: brilliant.org
6. Kemi LibreTexts. (2015, 15 juli). Grundläggande kemiska lagar. Återställd från: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 januari 2019). Lag om bevarande av massa. Återställas från: thoughtco.com