HVA ER VEKTLOVENE I KJEMI? (EKSEMPLER) - KJEMI - 2026

De ponderal lover kjemi er de som har vist at de fleste av de stoffene som reagerer ikke gjøre det i en vilkårlig eller tilfeldig måte; men ved å opprettholde en konstant matematisk andel av hele tall eller submultipler derav, der atomene til elementene verken er skapt eller ødelagt.

I tidligere tider krevde disse lovene en ekstraordinær innsats for resonnement; fordi selv om det virker for opplagt nå, før atom- og molekylmassen til henholdsvis elementene eller forbindelsene, ikke engang var kjent.

Kilde: Jeff Keyzer fra Austin, TX, USA

Siden det ikke var kjent nøyaktig hvor mye en mol atomer av hvert element tilsvarte, måtte kjemikere på 1700- og 1800-tallet stole på reaktantmassene. Så rudimentære analytiske balanser (toppbilde) var uadskillelige følgesvenner i løpet av de hundrevis av eksperimenter som kreves for å etablere vektlov.

Det er av denne grunnen at når du studerer disse kjemilovene, kommer du over massemålinger i hvert øyeblikk. Takket være dette, og ekstrapolere resultatene fra eksperimentene, ble det oppdaget at rene kjemiske forbindelser alltid dannes med samme masseandel av bestanddelene deres.

Lov om bevaring av masse

Denne loven sier at i en kjemisk reaksjon er den totale massen til reaktantene lik den totale massen av produktene; så lenge det vurderte systemet er lukket og det ikke er utveksling av masse og energi med omgivelsene.

I en kjemisk reaksjon forsvinner ikke stoffer, men omdannes til andre stoffer med lik masse; derav den berømte setningen: “ingenting er skapt, ingenting blir ødelagt, alt blir forvandlet”.

Historisk ble loven om bevaring av masse i en kjemisk reaksjon først foreslått i 1756 av Mikhail Lomonsov, som viste resultatene av eksperimentene hans i journal.

Senere i 1774 presenterte Antoine Levoisier, fransk kjemiker, resultatene av eksperimentene hans som tillot å etablere dette; som noen også kaller Lavoisiers lov.

-Lavoisier eksperimenter

I Lavoisiers tid (1743-1794) var det Phlogiston Theory, ifølge hvilke organer som hadde evnen til å ta fyr eller brenne. Lavoisiers eksperimenter gjorde det mulig å forkaste denne teorien.

Lavoisier gjennomførte en rekke metallforbrenningseksperimenter. Han veide materialene nøye før og etter forbrenning i en lukket beholder, og fant at det var en tydelig vektøkning.

Men på grunn av sin kunnskap om oksygenens rolle i forbrenningen konkluderte Lavoiser at vektøkningen i forbrenningen skyldtes innblanding av oksygen i det brennende materialet. Konseptet metalliske oksider ble født.

Derfor forble summen av massene av metallene som ble utsatt for forbrenning og oksygen, uendret. Denne konklusjonen tillot etablering av loven om bevaring av masse.

-Balanse av ligninger

Loven om bevaring av masser slo fast behovet for å balansere kjemiske ligninger, og garanterte at antallet av alle elementene som er involvert i en kjemisk reaksjon, både som reaktanter eller som produkter, er nøyaktig det samme.

Dette er et vesentlig krav for nøyaktigheten av de støkiometriske beregningene som skal utføres.

-Calculations

Vannmolder

Hvor mange mol vann kan produseres under forbrenning av 5 mol metan i overflødig oksygen? Vis også at loven om bevaring av materie holder.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Når man observerer den balanserte ligningen av reaksjonen, konkluderes det med at 1 mol metan produserer 2 mol vann.

Problemet kan løses direkte med en enkel tilnærming, siden vi ikke har 1 mol, men 5 mol CH ₄ :

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

= 10

Dette ville være ekvivalent med 180 g H ₂ O. Også 5 mol eller 220 g av CO _{2 ble dannet} , noe som tilsvarer en total masse på 400 g av produkter.

For at loven om bevaring av materie skal oppfylles, må 400 g reagenser reagere; intet mer, intet mindre. Av disse 400 g, 80 g svarer til 5 mol CH ₄ (multiplisert med dens molekylvekt på 16 g / mol), og 320 g tilsvarer 10 mol O ₂ (på samme måte med sin molekylvekt på 32 g / mol ).

Forbrenning av et magnesiumbånd

Et 1,50 g magnesiumbånd ble brent i en lukket beholder inneholdende 0,80 g oksygen. Etter forbrenning forble 0,25 g oksygen i beholderen. a) Hvilken masse oksygen reagerte? b) Hvor mye magnesiumoksyd ble dannet?

Oksygenmassen som reageres oppnås ved en enkel forskjell.

Forbrukt oksygenmasse = (startmasse - restmasse) oksygen

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

I henhold til loven om bevaring av masse,

Masse magnesiumoksyd = masse magnesium + masse oksygen

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Lov om bestemte proporsjoner

Joseph Louis Proust (1754-1826), fransk kjemiker, innså at i en kjemisk reaksjon reagerer de kjemiske elementene alltid i faste proporsjoner av masser for å danne en spesifikk ren forbindelse; derfor er komposisjonen konstant, uavhengig av kilde eller opprinnelse, eller hvordan den syntetiseres.

Proust uttalte i 1799 loven med bestemte proporsjoner, som sier at: "Når to eller flere elementer kombineres for å danne en forbindelse, gjør de det i et fast masseforhold." Så dette forholdet er fast og avhenger ikke av strategien som følges for fremstilling av forbindelsen.

Denne loven er også kjent som loven om konstant sammensetning, som sier at: "Hver kjemisk forbindelse i en tilstand av renhet inneholder alltid de samme elementene, i en konstant andel av massen."

-Illustrasjon av loven

Jern (Fe) reagerer med svovel (S) for å danne jernsulfid (FeS), tre situasjoner kan bemerkes (1, 2 og 3):

For å finne andelen som elementene kombinerer, deler du den større massen (Fe) med den mindre massen (S). Beregningen gir et forhold på 1,75: 1. Denne verdien gjentas under de tre betingelsene som er gitt (1, 2 og 3), der den samme andelen oppnås selv om forskjellige masser blir brukt.

Det vil si at 1,75 g Fe blir kombinert med 1,0 g S for å gi 2,75 g FeS.

-Applikasjoner

Ved å anvende denne loven kan man vite nøyaktig massene av elementene som må kombineres for å oppnå en ønsket masse av en forbindelse.

På denne måten kan man få informasjon om overskytende masse av noen av elementene som er involvert i en kjemisk reaksjon, eller om det er et begrensende reagens i reaksjonen.

I tillegg blir det brukt for å kjenne den centesimale sammensetningen av en forbindelse, og basert på sistnevnte kan formelen til en forbindelse etableres.

Centesimal sammensetning av en forbindelse

Karbondioksid (CO ₂ ) dannes ved følgende reaksjon:

C + O ₂ => CO ₂

12 g karbon kombinerer 32 g oksygen for å gi 44 g karbondioksid.

Så prosentandelen karbon tilsvarer

Karbonprosent = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Andel oksygen = (32 g / 44 g) 100%

Andel oksygen = 72,7%

Ved å bruke uttalelsen fra Law of Constant Composition, kan det bemerkes at karbondioksid alltid består av 27,3% karbon og 72,7% oksygen.

-Calculations

Svoveltrioksid

Ved å reagere 4 g og 6 g svovel (S) med oksygen (O) i forskjellige kar, ble det oppnådd henholdsvis 10 g og 15 g svoveltrioksyd (SO ₃ ).

Hvorfor ble slike mengder svoveltrioksid oppnådd og ikke andre?

Beregn også mengden svovel som er nødvendig for å kombinere med 36 g oksygen og massen av oppnådd svoveltrioksyd.

Del A)

I den første beholderen blandes 4 svovel med X g oksygen for å oppnå 10 g trioksyd. Hvis loven om bevaring av masse blir anvendt, kan vi løse for oksygenmassen som kombineres med svovel.

Masse oksygen = 10 g oksygentrioksyd - 4 g svovel.

= 6 g

I kar 2 blir 6 g svovel blandet med X g oksygen for å oppnå 15 svoveltrioksyd.

Masse oksygen = 15 g svoveltrioksyd - 6 g svovel

= 9 g

Vi fortsetter deretter med å beregne O / S-forholdene for hver container:

O / S-forhold i situasjon 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

O / S-forhold i situasjon 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Som er i samsvar med det som er angitt i loven med definerte proporsjoner, som indikerer at elementer alltid kombineres i samme proporsjon for å danne en viss forbindelse.

Derfor er verdiene som er oppnådd korrekte og de som tilsvarer lovens anvendelse.

Del b)

I forrige seksjon ble en verdi på 1,5 / 1 beregnet for O / S-forholdet.

g svovel = 36 oksygen (1 g svovel / 1,5 g oksygen)

= 24 g

g svoveltrioksyd = 36 g oksygen + 24 g svovel

= 60 g

Klor og magnesium

Klor og magnesium kombineres i forholdet 2,95 g klor for hver g magnesium. a) Bestemm massene klor og magnesium som er nødvendige for å oppnå 25 g magnesiumklorid. b) Hva er den prosentvise sammensetningen av magnesiumklorid?

Del A)

Basert på verdien 2,95 for Cl: Mg-forholdet, kan følgende fremgangsmåte gjøres:

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

Deretter:

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

Deretter kombineres 18,67 g klor med 6,33 g magnesium for å produsere 25 g magnesiumklorid.

Del b)

Beregn først molekylmassen til magnesiumklorid, MgCl ₂ :

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

= 95,3 g / mol

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

= 25,5%

Klorprosent = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Lov med flere proporsjoner eller Daltons lov

Loven ble gitt beskjed i 1803 av den franske kjemikeren og meteorologen John Dalton, basert på hans observasjoner angående reaksjonene på atmosfæriske gasser.

Loven ble uttalt på følgende måte: "Når elementer kombineres for å gi mer enn en forbindelse, blir en variabel masse av en av dem sammen med en fast masse av den andre, og den første har i forhold til kanoniske og utydelige tall."

Også: "Når to elementer kombineres for å stamme forskjellige forbindelser, gitt en fast mengde av ett av dem, er de forskjellige mengdene av det andre elementet som kombineres med nevnte faste mengde for å produsere forbindelsene, i forhold til enkle heltall."

John Dalton laget den første moderne beskrivelsen av atomet som en komponent av kjemiske elementer, da han påpekte at elementene er sammensatt av udelelige partikler kalt atomer.

I tillegg postulerte han at forbindelser dannes når atomer av forskjellige elementer kombineres med hverandre i enkle heltalforhold.

Dalton fullførte etterforskningsarbeidene til Proust. Han påpekte eksistensen av to tinnoksider, med prosentvis 88,1% og 78,7% tinn med tilsvarende prosentvis oksygen, henholdsvis 11,9% og 21,3%.

-Calculations

Vann og hydrogenperoksyd

Viser at forbindelsene vann, H ₂ O, og hydrogenperoksyd, H ₂ O ₂ , tilfreds lov av flere proporsjoner.

Atomenes vekt på elementene: H = 1 g / mol og oksygen = 16 g / mol.

Molekylvekter av forbindelsene: H ₂ O = 18 g / mol og H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Hydrogen er det element med et fast beløp i H ₂ O og H ₂ O ₂ , slik at proporsjonene mellom O og H i begge forbindelser vil bli etablert.

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

= 8/1

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

= 16/1

Forholdet mellom begge proporsjoner = (16/1) / (8/1)

= 2

Så O / H-forholdet mellom hydrogenperoksyd og vann er 2, et enkelt heltal. Derfor demonstreres overholdelse av loven om flere proporsjoner.

Nitrogenoksider

Hvilken masse oksygen kombineres med 3,0 g nitrogen i a) nitrogenoksid, NO og b) nitrogen dioxide, NO ₂ . Vis at NO og NO _{2 er i} samsvar med loven om flere proporsjoner.

Masse nitrogen = 3 g

Atomvekter: nitrogen, 14 g / mol, og oksygen, 16 g / mol.

beregninger

I NO kombineres ett N-atom med 1 O-atom, så massen av oksygen som kombineres med 3 g nitrogen kan beregnes ved hjelp av følgende fremgangsmåte:

g O = g nitrogen · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

I NO ₂ kombineres ett N-atom med 2 O-atomer, så massen av oksygen som er kombinert er:

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

= 6,86 g O

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

= 1.143

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

= 2 282

Verdien av forholdet mellom O / N-proporsjonene = 2.282 / 1.143

= 2

Så verdien av O / N-forholdet er 2, et enkelt heltal. Derfor er loven om flere proporsjoner oppfylt.

Lov om gjensidige proporsjoner

Denne loven formulert av Richter og Carl F. Wenzel hver for seg, slår fast at masseproporsjonene av to forbindelser med et element felles, gjør det mulig å bestemme andelen av en tredje forbindelse mellom de andre elementene hvis de reagerer.

Hvis du for eksempel har de to forbindelsene AB og CB, kan du se at det vanlige elementet er B.

Richter-Wenzel-loven eller gjensidige proporsjoner sier at når vi vet hvor mye av A som reagerer med B for å gi AB, og hvor mye av C som reagerer med B for å gi CB, kan vi beregne massen til A som er nødvendig for å reagere med en masse C for å danne AC.

Og resultatet er at forholdet A: C eller A / C må være en multippel eller submultiple av A / B eller C / B. Denne loven blir imidlertid ikke alltid oppfylt, spesielt når elementene har forskjellige oksidasjonstilstander.

Av alle overveielseslovene er dette kanskje det mest "abstrakte" eller kompliserte. Men hvis du analyserer det fra et matematisk synspunkt, vil det sees at det bare består av konverteringsfaktorer og kanselleringer.

-Examples

metan

Hvis det er kjent at 12 g karbon reagerer med 32 g oksygen for å danne karbondioksid; og at, på den annen side, 2 g av hydrogen reagerer med 16 g oksygen til å danne vann, deretter masseforhold C / O og H / O til CO ₂ og H ₂ O, henholdsvis , kan estimeres .

Beregner C / O og H / O vi har:

C / O = 12g C / 32g O

= 3/8

H / O = 2g H / 16g O

= 1/8

Oksygen er det vanlige elementet, og du vil vite hvor mye karbon som reagerer med hydrogen for å produsere metan; det vil si at du vil beregne C / H (eller H / C). Så det er nødvendig å dele en del av de tidligere proporsjonene for å vise om gjensidigheten er oppfylt eller ikke:

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

Merk at på denne måten blir O-ene kansellert og C / H forblir:

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

= 3

Og 3 er et multiplum på 3/8 (3/8 x 8). Dette betyr at 3 g C reagerer med 1 g H for å gi metan. Men for å kunne sammenligne det med CO ₂ , multipliser C / H med 4, som er lik 12; dette gir 12 g C som reagerer med 4 g H for å danne metan, noe som også er sant.

Magnesiumsulfid

Hvis det er kjent at 24 g magnesium reagerer med 2 g hydrogen for å danne magnesiumhydrid; Videre reagerer 32 g svovel med 2 g hydrogen for å danne hydrogensulfid, elementet til felles er hydrogen og vi ønsker å beregne Mg / S fra Mg / H og H / S.

Så beregner vi Mg / H og H / S hver for seg, har vi:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2g H / 32g S

= 1/16

Imidlertid er det praktisk å bruke S / H for å avbryte H. Derfor er S / H lik 16. Når dette er gjort, fortsetter vi med å beregne Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

Og 3/4 er en submultiple på 12 (3/4 x 16). Mg / S-forholdet indikerer at 3 g Mg reagerer med 4 g svovel for å danne magnesiumsulfid. Imidlertid må du multiplisere Mg / S med 8 for å kunne sammenligne det med Mg / H. Dermed reagerer 24 g Mg med 32 g svovel for å gi dette metallsulfidet.

Aluminiumklorid

Det er kjent at 35,5 g Cl reagerer med 1 g H for å danne HCl. Også, 27 g Al reagerer med 3 g H for å danne AlH ₃ . Finn andelen aluminiumklorid og fortell om den forbindelsen adlyder Richter-Wenzel-loven.

Igjen fortsetter vi med å beregne Cl / H og Al / H hver for seg:

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

= 35,5

Al / H = 27g Al / 3g H

= 9

Nå beregnes Al / Cl:

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

= 9 / 35,5

≈ 0.250 eller 1/4 (faktisk 0.253)

Det vil si at 0,250 g Al reagerer med 1 g Cl for å danne det tilsvarende salt. Men, igjen, må Al / Cl multipliseres med et tall som gjør det mulig å sammenligne det (for enkelhets skyld) med Al / H.

Unøyaktigheter i beregningen

Al / Cl blir deretter multiplisert med 108 (27 / 0,250), hvilket gir 27 g Al som reagerer med 108 g Cl. Dette er ikke akkurat tilfelle. Hvis vi for eksempel tar verdien 0,253 ganger Al / Cl, og multipliserer den med 106,7 (27 / 0,253), vil vi ha at 27 g Al reagerer med 106,7 g Cl; som er nærmere virkeligheten (AlCl ₃ , med en PA på 35,5 g / mol for Cl).

Her ser vi hvordan Richter lov kan begynne å vakle over presisjon og misbruk av desimaler.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Flores, J. Química (2002). Redaksjonell Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (SF). Ponderal og volumetriske lover. Gjenopprettet fra: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (SF). Lover for kjemisk kombinasjon. Gjenopprettet fra: toppr.com
5. Strålende. (2019). Lover for kjemisk kombinasjon. Gjenopprettet fra: brilliant.org
6. Kjemi LibreTexts. (2015, 15. juli). Grunnleggende kjemiske lover. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18. januar 2019). Law of Conservation of Mass. Gjenopprettet fra: thoughtco.com