КОЈИ СУ ЗАКОНИ ТЕЖИНЕ ХЕМИЈЕ? (ПРИМЕРИ) - ХЕМИЈА - 2025

У пондерал закони хемије су они који су показали да су масе супстанци које реагују не учини на произвољан или случајан начин; али одржавањем константног математичког удела целих бројева или њихових субмултиплета, у којима атоми елемената нису ни створени ни уништени.

У прошлим временима успостављање ових закона захтевало је изванредне напоре расуђивања; јер иако се сада чини превише очигледним, пре атомске и молекуларне масе елемената, односно једињења, нису ни биле познате.

Извор: Јефф Кеизер из Аустина, ТКС, САД

Пошто није било тачно колико једнаки мол атома сваког елемента изједначава, хемичари у 18. и 19. веку морали су да се ослањају на масе реактаната. Тако су рудиментарни аналитички баланси (горња слика) били нераздвојни пратиоци током стотина експеримената потребних за утврђивање закона тежине.

Из тог разлога, када проучавате ове законе хемије, наилазите на масна мерења сваког тренутка. Захваљујући томе, екстраполирајући резултате експеримената, откривено је да се чиста хемијска једињења увек формирају са истим масним уделом њихових саставних елемената.

Закон очувања масе

Овај закон каже да је у хемијској реакцији укупна маса реактаната једнака укупној маси производа; све док је разматрани систем затворен и нема размене масе и енергије са околином.

У хемијској реакцији, материје не нестају, већ се претварају у друге супстанце једнаке масе; отуда позната фраза: „ништа се не ствара, ништа се не уништава, све се трансформише“.

Историјски, закон очувања масе у хемијској реакцији први је предложио Михаил Ломонсов 1756. године, који је резултате својих експеримената приказао у свом часопису.

Касније 1774, Антоине Левоисиер, француски хемичар, представио је резултате својих експеримената који су омогућили да се то утврди; које неки називају и Лавоисиеровим законом.

-Лавоисиер експерименти

У Лавоисиерово време (1743-1794) постојала је Пхлогистонова теорија према којој су тела имала могућност да запале или изгарају. Лавоисиерови експерименти омогућили су одбацивање ове теорије.

Лавоисиер је спровео бројне експерименте сагоревања метала. Пажљиво је одмерио материјале пре и после сагоревања у затвореном контејнеру, откривши да постоји очигледан пораст тежине.

Али, Лавоисер је на основу свог знања о улози кисеоника у сагоревању закључио да је пораст тежине при сагоревању настао због укључивања кисеоника у горући материјал. Рођен је концепт металних оксида.

Стога је количина маса метала изложених изгарању и кисеоника остала непромењена. Овај закључак омогућио је успостављање Закона о очувању масе.

-Баланце једначина

Закон очувања маса утврдио је потребу за уравнотежењем хемијских једначина, гарантујући да је број свих елемената који су укључени у хемијску реакцију, и као реактаната или као производа, потпуно исти.

Ово је суштински услов за тачност стехиометријских израчунавања које треба извести.

-Прачун

Водени молови

Колико молова воде се може произвести сагоревањем 5 молова метана у вишку кисеоника? Такође покажите да важи закон очувања материје.

ЦХ ₄ + 2 О ₂ => ЦО ₂ + 2 Х ₂ О

Посматрајући уравнотежену једначину реакције, закључује се да 1 мол метана производи 2 мола воде.

Проблем се може решити директно једноставним приступом, јер немамо 1 мол већ 5 молова ЦХ ₄ :

Мола воде = 5 молова ЦХ ₄ (2 мола Х ₂ О / 1 мол ЦХ ₄ )

= 10

Ово би било еквивалентно 180 г Х ₂ О. Такође 5 мол или 220 г ЦО _{је формирана 2.} , која је једнака укупне масе од 400 г производа.

Дакле, да би се закон очувања материје испунио, 400 г реагенса мора реаговати; ни мање ни више. Ових 400 г, 80 г његовом одговарају 5 мола ЦХ ₄ (помножене са молекуларном масом од 16 г / мол) и 320 г одговарају 10 мола О ₂ (на исти начин његове молекулске масе 32 г / мол ).

Сагоревање магнезијумске траке

У затвореној посуди са 0,80 г кисеоника спаљена је 1,50 г магнезијумове траке. Након сагоревања, у посуди је остало 0,25 г кисеоника. а) Која маса кисеоника реагује? б) Колико магнезијум оксида је формирано?

Маса кисеоника који је реаговао добијена је простом разликом.

Маса потрошеног кисеоника = (почетна маса - преостала маса) кисеоника

= 0,80 г - 0,25 г

= 0.55 г О ₂ (а)

Према закону очувања масе,

Маса магнезијумовог оксида = маса магнезијума + маса кисеоника

= 1,50 г + 0,55 г

= 2,05 г МгО (б)

Закон одређених пропорција

Јосепх Лоуис Проуст (1754-1826), француски хемичар, схватио је да у хемијској реакцији хемијски елементи увек реагују у фиксним пропорцијама масе да формирају специфично чисто једињење; стога је његов састав константан, без обзира на извор или порекло, или како се синтетише.

Проуст је 1799. године изговорио закон одређених пропорција, који каже да: „Када се два или више елемената комбинују да би направили неко једињење, они то раде у фиксном омјеру масе.“ Дакле, ова веза је фиксна и не зависи од стратегије која се користи за припрему једињења.

Овај закон је такође познат и као закон сталног састава, који каже да: „Свако хемијско једињење у стању чистоће увек садржи исте елементе, у константном односу масе“.

-Илустрација закона

Гвожђе (Фе) реагује са сумпором (С) да формира гвожђе сулфид (ФеС), могу се приметити три ситуације (1, 2 и 3):

Да бисте пронашли омјер у којем се елементи комбинирају, подијелите већу масу (Фе) на мању масу (С). Прорачун даје однос 1,75: 1. Ова вредност се понавља у три дата услова (1, 2 и 3), при чему се добија исти омјер, иако се користе различите масе.

Односно, 1,75 г Фе комбиновано је са 1,0 г С да би се добило 2,75 г ФеС.

-Апликације

Применом овог закона, тачно се могу знати масе елемената који се морају комбиновати да би се добила жељена маса једињења.

На овај начин се могу добити информације о вишку масе неких елемената који су укључени у хемијску реакцију, или о томе да ли у реакцији постоји ограничавајући реагенс.

Поред тога, примењује се за познавање центесималног састава једињења, а на основу следњег може се утврдити формула једињења.

Центесимални састав једињења

Угљендиоксид (ЦО ₂ ) настаје у следећој реакцији:

Ц + О ₂ => ЦО ₂

12 г угљеника комбинује 32 г кисеоника да би се добило 44 г угљен диоксида.

Дакле, проценат угљеника је једнак

Проценат угљеника = (12 г / 44 г) 100%

= 27.3%

Проценат кисеоника = (32 г / 44 г) 100%

Проценат кисеоника = 72,7%

Користећи изјаву Закона о сталном саставу, може се приметити да се угљендиоксид увек састоји од 27,3% угљеника и 72,7% кисеоника.

-Прачун

Сумпор триоксид

Реакцијом у различитим посудама 4 г и 6 г сумпора (С) са кисеоник (О), 10 г и 15 г сумпор триоксид (СО ₃ ) добијени су, респективно .

Зашто су добијене такве количине сумпор триоксида, а не друге?

Такође израчунајте количину сумпора потребну за комбиновање са 36 г кисеоника и масу добијеног сумпор триоксида.

Део А)

У првој посуди 4 сумпора се помешају са Кс г кисеоника да би се добило 10 г триоксида. Ако се примењује закон очувања масе, можемо се решити за масу кисеоника која се комбинује са сумпором.

Маса кисеоника = 10 г кисеоников триоксида - 4 г сумпора.

= 6 г

У посуди се 6 6 г сумпора помеша са Кс г кисеоника да би се добило 15 сумпор триоксида.

Маса кисеоника = 15 г сумпор триоксида - 6 г сумпора

= 9 г

Затим настављамо да израчунавамо О / С омјере за сваки спремник:

Однос О / С у ситуацији 1 = 6 г О / 4 г С

= 1.5 / 1

Однос О / С у ситуацији 2 = 9 г О / 6 г С

= 1.5 / 1

Што је у складу са оним што је наведено у закону дефинисаних пропорција, што указује да се елементи увек комбинују у истом односу и формирају неко једињење.

Дакле, добијене вредности су тачне и оне које одговарају примени Закона.

Део б)

У претходном одељку је за омјер О / С израчуната вредност 1,5 / 1.

г сумпора = 36 кисеоника (1 г сумпора / 1,5 г кисеоника)

= 24 г

г сумпор триоксида = 36 г кисеоника + 24 г сумпора

= 60 г

Хлор и магнезијум

Хлор и магнезијум се комбинују у односу 2,95 г хлора за сваки г магнезијума. а) Одредите масе хлора и магнезијума неопходних за добијање 25 г магнезијум хлорида. б) Колики је проценат састава магнезијум хлорида?

Део А)

На основу вредности 2,95 за однос Цл: Мг, може се постићи следећи приступ:

2.95 г Цл + 1 г Мг => 3.95 г МгЦб ₂

Онда:

г Цл = 25 г МгЦб ₂ · (2.95 г Цл / 3,95 г МгЦ ₂ )

= 18.67

г Мг = 25 г МгЦб ₂ · (1 г Мг / 3,95 г МгЦ ₂ )

= 6.33

Затим се 18,67 г хлора комбинује са 6,33 г магнезијума да се добије 25 г магнезијум хлорида.

Део б)

Прво израчунајте молекулску масу магнезијумовог хлорида, МгЦл ₂ :

Молекуларна тежина МгЦл ₂ = 24,3 г / мол + (2 35,5 г / мол)

= 95.3 г / мол

Проценат магнезијума = (24,3 г / 95,3 г) к 100%

= 25.5%

Процент хлора = (71 г / 95.3 г) к 100%

= 74.5%

Закон вишеструке пропорције или Далтонов закон

Закон је изговорио 1803. године француски хемичар и метеоролог Јохн Далтон, на основу својих запажања о реакцијама атмосферских гасова.

Закон је наведен на следећи начин: "Када се елементи комбинују да би се добило више од једног једињења, променљива маса једног од њих придружује се фиксној маси друге, а прва има однос канонских и нејасних бројева."

Такође: „Када се два елемента комбинују да би се добила различита једињења, имајући у виду фиксну количину једног од њих, различите количине другог елемента који се комбинују са поменутом фиксном количином да би се добила једињења односе се на једноставне цели бројеве.“

Џон Далтон је направио први модерни опис атома као компоненте хемијских елемената, када је истакао да су ти елементи састављени од недељивих честица које се називају атоми.

Поред тога, он је постулирао да једињења настају када се атоми различитих елемената комбинују једни са другима у једноставним омјерима целог броја.

Далтон је завршио истражне радове Проуста. Навео је постојање два оксида кала, са процентима од 88,1% и 78,7% калаја са одговарајућим процентима кисеоника, 11,9% и 21,3%, респективно.

-Прачун

Вода и водоник пероксид

Покажите да једињења вода, Х ₂ О и водоник пероксид, Х ₂ О ₂ , задовољавају Закон више пропорција.

Атомска маса елемената: Х = 1 г / мол и кисеоник = 16 г / мол.

Молекулске масе једињења: Х ₂ О = 18 г / мол и Х ₂ О ₂ = 34 г / мол.

Водоник је елемент са фиксном износом у Х ₂ О и Х ₂ О ₂ , тако да ће бити успостављена пропорције О и Х у оба једињења.

О / Х однос у Х ₂ О = (16 г / мол) / (2 г / мол)

= 8/1

О / Х однос у Х ₂ О ₂ = (32 г / мол) / (2 г / мол)

= 16/1

Однос између обе пропорције = (16/1) / (8/1)

= 2

Дакле, однос О / Х водоник-пероксида у води је 2, једноставан цео број. Због тога је показано поштовање закона више пропорција.

Азотни оксиди

Који маса кисеоника комбајна са 3,0 г азота у) азот оксида, НО и б) азот диоксид НО ₂ . Покажите да су НО и НО _{2 у} складу са законом вишеструких пропорција.

Маса азота = 3 г

Атомске тежине: азот, 14 г / мол, и кисеоник, 16 г / мол.

Калкулације

У НО, један Н атом се комбинује са атомом 1 О, тако да се маса кисеоника која се комбинује са 3 г азота може израчунати следећим приступом:

г О = г азота · (ПА. О / ПА. Н)

= 3 г (16 г / мол / 14 г / мол)

= 3,43 г О

У НО ₂ , један Н атом се комбинује са 2 О атома, тако да је маса кисеоника која се комбинује:

г кисеоника = 3 г (32 г / мол / 14 г / мол)

= 6,86 г О

Однос О / Н у НО = 3,43 г О / 3 г Н

= 1.143

Однос О / Н у НО ₂ = 6,86 г О / 3 г Н

= 2.282

Вредност односа између О / Н пропорција = 2,282 / 1,143

= 2

Дакле, вредност односа О / Н је 2, цијели цео број. Стога је испуњен Закон вишеструке пропорције.

Закон реципрочних пропорција

Овај закон који су Рицхтер и Царл Ф. Вензел формулисали одвојено, успоставља да пропорције масе два једињења са заједничким елементом омогућавају да се одреди пропорција трећег једињења међу осталим елементима ако они реагују.

На пример, ако имате два једињења АБ и ЦБ, можете видети да је заједнички елемент Б.

Закон Рицхтер-Вензела или реципрочне пропорције каже да, знајући колико А реагује са Б дајући АБ, а колико Ц реагује са Б, да би дао ЦБ, можемо израчунати масу А која је потребна да реагује са маса Ц да формира АЦ.

А резултат је да однос А: Ц или А / Ц мора бити вишеструк или подмножи од А / Б или Ц / Б. Међутим, овај закон није увек испуњен, посебно када елементи представљају различита оксидациона стања.

Од свих пондералних закона, овај је можда најобестранији или најкомпликованији. Али ако га анализирате са математичке тачке гледишта, видеће се да се састоји само од фактора конверзије и отказа.

-Примери

Метан

Ако је познато да 12 г угљеника реагује са 32 г кисеоника, формирајући угљен диоксид; а да, с друге стране, 2 г водоникових реагује са 16 г кисеоника да формира воду, а затим масовни пропорције Ц / О и Х / О за ЦО ₂ и Х ₂ , респективно О , може бити процењена .

Израчунавајући Ц / О и Х / О имамо:

Ц / О = 12 г Ц / 32 г О

= 3/8

Х / О = 2 г Х / 16 г О

= 1/8

Кисеоник је уобичајени елемент, а желите да знате колико угљеник реагује са водоником да би произвео метан; то јест, желите израчунати Ц / Х (или Х / Ц). Дакле, потребно је извршити поделу претходних пропорција да бисмо показали да ли је реципроцитет испуњен или не:

Ц / Х = (Ц / О) / (Х / О)

Имајте на уму да се на овај начин О уклањају и Ц / Х остаје:

Ц / Х = (3/8) / (1/8)

= 3

А 3 је вишекратник 3/8 (3/8 к 8). То значи да 3 г Ц реагује са 1 г Х и даје метан. Али, да бисте могли да га упоредите са ЦО ₂ , Ц / Х помножите са 4, што је једнако 12; ово даје 12 г Ц који реагује са 4 г Х да формира метан, што је такође тачно.

Магнезијум сулфид

Ако је познато да 24 г магнезијума реагује са 2 г водоника, формира магнезијум хидрид; Даље, 32 г сумпора реагира са 2 г водоника да би формирало водоник сулфид, заједнички елемент је водоник и желимо да израчунамо Мг / С из Мг / Х и Х / С.

Затим израчунавајући Мг / Х и Х / С одвојено, имамо:

Мг / Х = 24г Мг / 2г Х

= 12

Х / С = 2г Х / 32г С

= 1/16

Међутим, прикладно је користити С / Х за поништавање Х. Према томе, С / Х је једнак 16. Након што то учинимо, настављамо са израчунавањем Мг / С:

Мг / С = (Мг / Х) / (С / Х)

= (12/16)

= 3/4

А 3/4 је подмножак од 12 (3/4 к 16). Мг / С однос показује да 3 г Мг реагује са 4 г сумпора и формира магнезијум сулфид. Међутим, морате да множите Мг / С са 8 да бисте могли да га упоредите са Мг / Х. Тако, 24 г Мг реагује са 32 г сумпора дајући овај метални сулфид.

Алуминијум хлорид

Познато је да 35,5 г Цл реагује са 1 г Х и формира ХЦл. Такођер, 27 г Ал реагује са 3 г Х да формира Алх ₃ . Пронађите удео алуминијум-хлорида и реците да ли то једињење поштује Рицхтер-Вензелов закон.

Опет настављамо да израчунавамо Цл / Х и Ал / Х одвојено:

Цл / Х = 35,5 г Цл / 1 г Х

= 35.5

Ал / Х = 27 г Ал / 3 г Х

= 9

Сада се израчунава Ал / Цл:

Ал / Цл = (Ал / Х) / (Цл / Х)

= 9 / 35.5

≈ 0.250 или 1/4 (уствари 0.253)

Односно, 0,250 г Ал реагује са 1 г Цл како би формирао одговарајућу со. Али, опет, Ал / Цл се мора помножити са бројем који омогућава да се упореди (ради практичности) са Ал / Х.

Нетачности у прорачуну

Ал / Цл се затим множи са 108 (27 / 0.250), дајући 27 г Ал који реагује са 108 г Цл. То баш и није случај. Ако узмемо за пример вредност 0,253 пута Ал / Цл, и помножимо је са 106,7 (27 / 0,253), имаћемо да 27 г Ал реагује са 106,7 г Цл; што је ближе стварности (АлЦл ₃ са ПА од 35,5 г / мол за Цл).

Овде видимо како Рихтеров закон може почети да пропусти због прецизности и злоупотребе децимала.

Референце

1. Вхиттен, Давис, Пецк и Станлеи. (2008). Хемија. (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Учење.
2. Флорес, Ј. Куимица (2002). Редакција Сантиллана.
3. Јоакуин Сан Фрутос Фернандез. (сф) Пондерални и волуметријски закони. Опоравак од: енцина.пнтиц.мец.ес
4. Топпр. (сф) Закони хемијске комбинације. Опоравак од: топпр.цом
5. Сјајно. (2019). Закони хемијске комбинације. Опораван од: бриљант.орг
6. Цхемистри ЛибреТектс. (2015., 15. јула). Основни хемијски закони. Опоравак од: цхем.либретектс.орг
7. Хелменстине, др Анне Марие (18. јануара 2019). Закон очувања масе. Обновљено од: тхинкцо.цом