CARE SUNT LEGILE PRIVIND GREUTATEA CHIMIEI? (EXEMPLE) - CHIMIE - 2026

De Legile ponderale ale chimiei sunt cele care au arătat că masele de substanțe care reacționează nu fac acest lucru într - un mod arbitrar sau aleatoriu; dar prin menținerea unui raport matematic constant al numerelor întregi sau submultiplelor acestora, în care atomii elementelor nu sunt nici creați, nici distruși.

În trecut, stabilirea acestor legi a necesitat eforturi extraordinare de raționament; pentru că, deși pare prea evident acum, înaintea masei atomice și moleculare a elementelor sau a compușilor, nici măcar nu erau cunoscute.

Sursa: Jeff Keyzer din Austin, TX, SUA

Deoarece nu se știa cu exactitate cât de mulți atomi din fiecare element au egalat, chimiștii din secolele XVIII și XIX au trebuit să se bazeze pe masele reactante. Așadar, soldurile analitice rudimentare (imaginea de sus) au fost însoțitori inseparabile în timpul sutelor de experimente necesare pentru stabilirea legilor privind greutatea.

Din acest motiv, atunci când studiați aceste legi ale chimiei, întâlniți măsurători în masă în fiecare moment. Datorită acestui fapt, extrapolând rezultatele experimentelor, s-a descoperit că compușii chimici puri sunt întotdeauna formați cu aceeași proporție de masă a elementelor lor constitutive.

Legea conservării masei

Această lege spune că într-o reacție chimică, masa totală a reactanților este egală cu masa totală a produselor; atâta timp cât sistemul considerat este închis și nu există schimb de masă și energie cu împrejurimile sale.

Într-o reacție chimică, substanțele nu dispar, ci sunt transformate în alte substanțe cu masă egală; de aici celebra frază: „nimic nu este creat, nimic nu este distrus, totul este transformat”.

Istoric, legea conservării masei într-o reacție chimică a fost propusă pentru prima dată în 1756 de Mikhail Lomonsov, care a arătat rezultatele experimentelor sale în jurnalul său.

Mai târziu, în 1774, Antoine Levoisier, chimist francez, a prezentat rezultatele experimentelor sale care au permis să stabilească acest lucru; pe care unii o numesc și Legea lui Lavoisier.

-Experimente mai lavoare

Pe vremea lui Lavoisier (1743-1794), a existat Teoria Phlogiston, conform căreia corpurile aveau capacitatea de a lua foc sau de a arde. Experimentele lui Lavoisier au făcut posibilă eliminarea acestei teorii.

Lavoisier a efectuat numeroase experimente de ardere a metalelor. A cântărit cu atenție materialele înainte și după arderea într-un recipient închis, constatând că există un câștig aparent în greutate.

Dar Lavoiser, bazat pe cunoștințele sale despre rolul oxigenului în combustie, a ajuns la concluzia că creșterea în greutate a combustiei se datora încorporării oxigenului în materialul arzător. S-a născut conceptul de oxizi metalici.

Prin urmare, suma maselor metalelor supuse combustiei și oxigenului a rămas neschimbată. Această concluzie a permis instituirea Legii conservării masei.

-Balanța ecuațiilor

Legea conservării maselor a stabilit necesitatea de a echilibra ecuațiile chimice, garantând că numărul tuturor elementelor implicate într-o reacție chimică, atât ca reactanți, fie ca produse, este exact același.

Aceasta este o cerință esențială pentru acuratețea calculelor stoechiometrice.

-Calculele

Alunițe de apă

Câte moli de apă pot fi produse în timpul arderii a 5 moli de metan în exces de oxigen? Arată, de asemenea, că legea conservării materiei ține.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Observând ecuația echilibrată a reacției, se concluzionează că 1 mol de metan produce 2 moli de apă.

Problema poate fi rezolvată direct cu o abordare simplă, deoarece nu avem 1 mol, ci 5 moli de CH ₄ :

Molii de apă = 5 moli de CH ₄ (2 moli de H ₂ O / 1 mol de CH ₄ )

= 10

Acest lucru ar fi echivalent cu 180 g de H ₂ O. De asemenea , 5 mol sau 220 g de CO a _{fost format 2} , care este egal cu o masă totală de 400 g de produse.

Astfel, pentru ca legea de conservare a materiei să fie îndeplinită, 400 g de reactivi trebuie să reacționeze; nici mai mult nici mai puțin. Dintre acestea 400 g, 80 g corespund la 5 moli de CH ₄ (înmulțit cu masa moleculară de 16 g / mol) și 320 g corespund la 10 moli de O ₂ (în același mod cu masa moleculară de 32 g / mol ).

Arderea unei panglici de magneziu

O panglică de magneziu de 1,50 g a fost arsă într-un recipient închis conținând 0,80 g oxigen. După ardere, 0,25 g de oxigen au rămas în recipient. a) La ce masă de oxigen a reacționat? b) Cât de oxid de magneziu s-a format?

Masa de oxigen care a reacționat este obținută printr-o diferență simplă.

Masa oxigenului consumat (masa inițială - masa reziduală) oxigenul

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Conform legii conservării masei,

Masa oxidului de magneziu = masa magneziu + masa oxigenului

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Legea proporțiilor definite

Joseph Louis Proust (1754-1826), chimist francez, și-a dat seama că într-o reacție chimică, elementele chimice reacționează întotdeauna în proporții fixe de mase pentru a forma un compus pur specific; prin urmare, compoziția sa este constantă, indiferent de sursă sau origine, sau de modul în care este sintetizată.

Proust în 1799 a enunțat legea proporțiilor definite, care afirmă că: „Când două sau mai multe elemente se combină pentru a forma un compus, acestea fac acest lucru într-un raport de masă fixă”. Deci, această relație este fixă ​​și nu depinde de strategia urmată pentru prepararea compusului.

Această lege este cunoscută și sub denumirea de legea compoziției constante, care prevede că: „Fiecare compus chimic în stare de puritate conține întotdeauna aceleași elemente, într-o proporție constantă de masă”.

-Ilustrarea legii

Fierul (Fe) reacționează cu sulful (S) pentru a forma sulfura de fier (FeS), se pot observa trei situații (1, 2 și 3):

Pentru a găsi proporția în care elementele se combină, împărțiți masa mai mare (Fe) la masa mai mică (S). Calculul oferă un raport de 1,75: 1. Această valoare se repetă în cele trei condiții date (1, 2 și 3), unde se obține aceeași proporție, deși sunt utilizate mase diferite.

Adică, 1,75 g de Fe sunt combinate cu 1,0 g de S pentru a da 2,75 g de FeS.

-Applications

Prin aplicarea acestei legi, se poate cunoaște exact masele elementelor care trebuie combinate pentru a obține o masă dorită a unui compus.

În acest fel, se pot obține informații despre excesul de masă al unora dintre elementele implicate într-o reacție chimică sau dacă există o reactivă limitativă în reacție.

În plus, se aplică pentru a cunoaște compoziția centesimală a unui compus și, pe baza acestuia, se poate stabili formula unui compus.

Compoziția centesimală a unui compus

Dioxidul de carbon (CO ₂ ) este format în următoarea reacție:

C + O ₂ => CO ₂

12 g de carbon combină 32 g de oxigen pentru a da 44 g de dioxid de carbon.

Deci procentul de carbon este egal

Procentul de carbon = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Procentul de oxigen = (32 g / 44 g) 100%

Procentul de oxigen = 72,7%

Folosind enunțul Legii compoziției constante, se poate remarca faptul că dioxidul de carbon este întotdeauna format din 27,3% carbon și 72,7% oxigen.

-Calculele

Trioxid de sulf

Reacționând în diferite vase s-au obținut 4 g și 6 g de sulf (S) cu oxigen (O), respectiv 10 g și 15 g de trioxid de sulf (SO ₃ ).

De ce s-au obținut astfel de cantități de trioxid de sulf și nu altele?

De asemenea, calculați cantitatea de sulf necesară pentru a se combina cu 36 g de oxigen și masa de trioxid de sulf obținută.

Partea A)

În primul recipient 4 de sulf se amestecă cu X g de oxigen pentru a obține 10 g de trioxid. Dacă se aplică legea conservării masei, putem rezolva masa de oxigen care se combină cu sulful.

Masa de oxigen = 10 g de trioxid de oxigen - 4 g de sulf.

= 6 g

În vas se amestecă 6 g de sulf cu X g de oxigen pentru a obține 15 de trioxid de sulf.

Masa de oxigen = 15 g de trioxid de sulf - 6 g de sulf

= 9 g

Procedăm apoi la calcularea raporturilor O / S pentru fiecare container:

Raport O / S în situația 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

Raport O / S în situația 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Ceea ce este în conformitate cu ceea ce este declarat în legea proporțiilor definite, ceea ce indică faptul că elementele se combină întotdeauna în aceeași proporție pentru a forma un anumit compus.

Prin urmare, valorile obținute sunt corecte și cele care corespund aplicării Legii.

Partea b)

În secțiunea anterioară, a fost calculată o valoare de 1,5 / 1 pentru raportul O / S.

g sulf = 36 oxigen (1 g sulf / 1,5 g oxigen)

= 24 g

g de trioxid de sulf = 36 g de oxigen + 24 g de sulf

= 60 g

Clor și magneziu

Clorul și magneziul sunt combinate în raport de 2,95 g de clor pentru fiecare g de magneziu. a) Determinați masele de clor și magneziu necesare pentru a obține 25 g de clorură de magneziu. b) Care este compoziția procentuală a clorurii de magneziu?

Partea A)

Pe baza valorii 2,95 pentru raportul Cl: Mg, se poate face următoarea abordare:

2,95 g de CI + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Apoi:

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

= 18,67

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

= 6,33

Apoi, 18,67 g de clor sunt combinate cu 6,33 g de magneziu pentru a produce 25 g de clorură de magneziu.

Partea b)

Mai întâi calculați masa moleculară a clorurii de magneziu, MgCl ₂ :

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

= 95,3 g / mol

Procent procentual de magneziu = (24,3 g / 95,3 g) x 100%

= 25,5%

Procentul de clor = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Legea proporțiilor multiple sau legea lui Dalton

Legea a fost enunțată în 1803 de chimistul și meteorologul francez John Dalton, pe baza observațiilor sale cu privire la reacțiile gazelor atmosferice.

Legea a fost enunțată în felul următor: „Când elementele sunt combinate pentru a da mai mult de un compus, o masă variabilă a unuia dintre ei se alătură unei mase fixe a celuilalt, iar primul are ca relație numere canonice și indistinse”.

De asemenea: "Atunci când două elemente sunt combinate pentru a da naștere la compuși diferiți, având în vedere o cantitate fixă ​​a unuia dintre ei, cantitățile diferite ale celuilalt element care se combină cu numita cantitate fixă ​​menită să producă compușii sunt în raport cu numere întregi simple."

John Dalton a făcut prima descriere modernă a atomului ca o componentă a elementelor chimice, când a subliniat că elementele sunt formate din particule indivizibile numite atomi.

În plus, el a postulat că compușii se formează atunci când atomii de elemente diferite se combină între ei în raporturi simple întregi.

Dalton a finalizat lucrările de investigare ale lui Proust. El a subliniat existența a doi oxizi de staniu, cu procente de 88,1% și 78,7% de staniu cu procentele corespunzătoare de oxigen, 11,9% și, respectiv, 21,3%.

-Calculele

Apă și peroxid de hidrogen

Arată că apa compuși, H ₂ O, și peroxid de hidrogen, H ₂ O ₂ , satisface Legea proporțiilor multiple.

Greutăți atomice ale elementelor: H = 1 g / mol și oxigen = 16 g / mol.

Greutățile moleculare ale compușilor: H ₂ O = 18 g / mol și H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Hidrogenul este elementul cu o sumă fixă în H ₂ O și H ₂ O ₂ , astfel încât proporțiile dintre O și H în ambii compuși vor fi stabilite.

Raportul O / H în H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

Raportul O / H în H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Relația dintre ambele proporții = (16/1) / (8/1)

= 2

Deci raportul O / H dintre peroxidul de hidrogen și apă este 2, un număr întreg simplu. Prin urmare, respectarea Legii proporțiilor multiple este demonstrată.

Oxizi de azot

Ce masă de oxigen combină cu 3,0 g de azot într-un a) oxid nitric, NO și b) dioxid de azot, NO ₂ . Arătați că NU și NU ₂ respectă Legea proporțiilor multiple.

Masa azotului = 3 g

Greutăți atomice: azot, 14 g / mol și oxigen, 16 g / mol.

calculele

În NO, un atom de N se combină cu 1 atom, deci masa de oxigen care se combină cu 3 g de azot poate fi calculată folosind următoarea abordare:

g de O = g azot · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

În NO ₂ , un atom de N se combină cu 2 atomi, deci masa de oxigen care este combinată este:

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

= 6,86 g O

Raport O / N în NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1.143

Raport O / N în NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2.282

Valoarea relației dintre proporțiile O / N = 2.282 / 1.143

= 2

Deci, valoarea raportului O / N este 2, un număr întreg simplu. Prin urmare, Legea proporțiilor multiple este îndeplinită.

Legea proporțiilor reciproce

Această lege formulată de Richter și Carl F. Wenzel separat, stabilește că proporțiile de masă ale doi compuși cu un element în comun, permite să determine proporția unui al treilea compus printre celelalte elemente dacă reacționează.

De exemplu, dacă aveți cei doi compuși AB și CB, puteți vedea că elementul comun este B.

Legea Richter-Wenzel sau legea proporțiilor reciproce spune că, știind cât de mult din A reacționează cu B pentru a da AB și cât din C reacționează cu B pentru a da CB, putem calcula masa A care este necesară pentru a reacționa cu un masa de C pentru a forma AC.

Și rezultatul este că raportul A: C sau A / C trebuie să fie multiplu sau submultiple de A / B sau C / B. Cu toate acestea, această lege nu este întotdeauna îndeplinită, mai ales atunci când elementele prezintă diferite stări de oxidare.

Dintre toate legile ponderale, aceasta este poate cea mai „abstractă” sau mai complicată. Dar dacă îl analizezi din punct de vedere matematic, se va vedea că acesta constă numai din factori de conversie și anulări.

Ca exemple

Metan

Dacă 12 g de carbon reacționează cu 32 g de oxigen pentru a forma dioxid de carbon; și că, pe de altă parte, 2 g de hidrogen reacționează cu 16 g de oxigen pentru a forma apă, atunci pot fi estimate proporțiile de masă C / O și H / O pentru CO ₂ și , respectiv , H ₂ O.

Calculând C / O și H / O avem:

C / O = 12 g C / 32 g

= 3/8

H / O = 2g H / 16g

= 1/8

Oxigenul este elementul comun și doriți să știți cât de mult reacționează carbonul cu hidrogenul pentru a produce metan; adică doriți să calculați C / H (sau H / C). Deci, este necesar să se facă o diviziune a proporțiilor anterioare pentru a arăta dacă reciprocitatea este sau nu îndeplinită:

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

Rețineți că, în acest fel, O-urile sunt anulate și C / H rămâne:

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

= 3

Și 3 este un multiplu de 3/8 (3/8 x 8). Aceasta înseamnă că 3 g de C reacționează cu 1 g de H pentru a da metan. Dar, pentru a-l putea compara cu CO ₂ , înmulțiți C / H cu 4, ceea ce este egal cu 12; aceasta dă 12 g de C care reacționează cu 4 g de H pentru a forma metan, ceea ce este de asemenea adevărat.

Sulfură de magneziu

Dacă se cunoaște că 24 g de magneziu reacționează cu 2 g de hidrogen pentru a forma hidrură de magneziu; Mai mult, 32 g sulf reacționează cu 2 g hidrogen pentru a forma hidrogen sulfurat, elementul în comun este hidrogenul și dorim să calculăm Mg / S din Mg / H și H / S.

Apoi, calculând separat Mg / H și H / S, avem:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2g H / 32g S

= 1/16

Cu toate acestea, este convenabil să utilizați S / H pentru a anula H. Prin urmare, S / H este egal cu 16. După ce se face acest lucru, procedăm la calcularea Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

Și 3/4 este un submultiple de 12 (3/4 x 16). Raportul Mg / S indică faptul că 3 g de Mg reacționează cu 4 g de sulf pentru a forma sulfura de magneziu. Cu toate acestea, trebuie să înmulțiți Mg / S cu 8 pentru a-l putea compara cu Mg / H. Astfel, 24 g de Mg reacționează cu 32 g de sulf pentru a da această sulfură de metal.

Clorura de aluminiu

Se știe că 35,5 g de Cl reacționează cu 1 g de H pentru a forma HCl. De asemenea, 27 g de Al reacționează cu 3 g de H pentru a forma ALH ₃ . Găsiți proporția de clorură de aluminiu și spuneți dacă acel compus respectă legea Richter-Wenzel.

Din nou, vom continua să calculăm Cl / H și Al / H separat:

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

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Acum, Al / Cl este calculat:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 sau 1/4 (de fapt 0,253)

Adică 0,250 g de Al reacționează cu 1 g de Cl pentru a forma sarea corespunzătoare. Dar, din nou, Al / Cl trebuie înmulțit cu un număr care să îi permită compararea (pentru comoditate) cu Al / H.

Inexactități în calcul

Al / Cl este apoi înmulțit cu 108 (27 / 0.250), ceea ce dă 27 g de Al, care reacționează cu 108 g de Cl. Nu este exact cazul. Dacă luăm, de exemplu, valoarea de 0,253 ori de Al / Cl și o înmulțim cu 106,7 (27 / 0,253), vom avea că 27 g de Al reacționează cu 106,7 g de Cl; care este mai aproape de realitate (AlCl ₃ , cu un PA de 35,5 g / mol pentru Cl).

Aici vedem cum legea lui Richter poate începe să defileze asupra preciziei și a utilizării greșite a zecimilor.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Flores, J. Química (2002). Editorial Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (Sf). Legile ponderale și volumetrice. Recuperat din: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (Sf). Legile combinării chimice. Recuperat de la: toppr.com
5. Sclipitor. (2019). Legile combinării chimice. Recuperat de la: fantastic.org
6. Chimie LibreTexturi. (2015, 15 iulie). Legile chimice fundamentale. Recuperat din: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (18 ianuarie 2019). Legea conservării masei recuperată de la: gândco.com