Das Gewichtsgesetze der Chemie Sie sind diejenigen, die gezeigt haben, dass die Massen der Substanzen, die reagieren, dies nicht willkürlich oder willkürlich tun; aber durch Beibehalten eines konstanten mathematischen Anteils von ganzen Zahlen oder Teilmultiplikatoren davon, in denen die Atome der Elemente weder erzeugt noch zerstört werden.
In der Vergangenheit erforderte die Festlegung dieser Gesetze außerordentliche Argumentationsanstrengungen. denn obwohl es jetzt zu offensichtlich erscheint, bevor die Atom- oder Molekularmassen der Elemente bzw. Verbindungen nicht einmal bekannt waren.
Da nicht genau bekannt war, wie viel ein Mol Atome jedes Elements entsprach, mussten sich Chemiker im 18. und 19. Jahrhundert auf die reagierenden Massen verlassen. Während der Hunderte von Experimenten, die zur Festlegung der Gewichtsgesetze erforderlich waren, waren rudimentäre Analysenwaagen (oberes Bild) untrennbare Begleiter..
Aus diesem Grund stoßen Sie beim Studium dieser Gesetze der Chemie in jedem Moment auf Massenmessungen. Dank dieser Extrapolation der Ergebnisse der Experimente wurde entdeckt, dass die chemischen Verbindungen Zigarren werden immer mit dem gleichen Massenanteil ihrer Bestandteile gebildet.
Artikelverzeichnis
Dieses Gesetz besagt, dass bei einer chemischen Reaktion die Gesamtmasse der Reaktanten gleich der Gesamtmasse der Produkte ist; solange das betrachtete System geschlossen ist und kein Austausch von Masse und Energie mit seiner Umgebung stattfindet.
Bei einer chemischen Reaktion verschwinden Substanzen nicht, sondern werden in andere Substanzen gleicher Masse umgewandelt; daher der berühmte Satz: "nichts wird geschaffen, nichts wird zerstört, alles wird verwandelt".
Historisch gesehen wurde das Gesetz der Massenerhaltung bei einer chemischen Reaktion erstmals 1756 von Michail Lomonsow vorgeschlagen, der die Ergebnisse seiner Experimente in seinem Tagebuch zeigte..
Später im Jahr 1774 präsentierte der französische Chemiker Antoine Levoisier die Ergebnisse seiner Experimente, die es ermöglichten, dies festzustellen. was manche auch Lavoisier-Gesetz nennen.
Zu Lavoisiers Zeiten (1743-1794) gab es die Phlogiston-Theorie, nach der Körper die Fähigkeit hatten, Feuer zu fangen oder zu brennen. Lavoisiers Experimente ermöglichten es, diese Theorie zu verwerfen.
Lavoisier führte zahlreiche Metallverbrennungsexperimente durch. Er wog die Materialien vor und nach der Verbrennung sorgfältig in einem geschlossenen Behälter ab und stellte fest, dass es eine offensichtliche Gewichtszunahme gab..
Lavoiser kam jedoch aufgrund seiner Kenntnis der Rolle von Sauerstoff bei der Verbrennung zu dem Schluss, dass die Gewichtszunahme bei der Verbrennung auf den Einbau von Sauerstoff in das brennende Material zurückzuführen ist. Das Konzept der Metalloxide wurde geboren.
Daher blieb die Summe der Massen der verbrannten Metalle und des Sauerstoffs unverändert. Diese Schlussfolgerung ermöglichte die Einführung des Gesetzes zur Erhaltung der Masse.
Das Gesetz zur Erhaltung der Massen legte die Notwendigkeit fest, chemische Gleichungen auszugleichen, um sicherzustellen, dass die Anzahl aller Elemente, die an einer chemischen Reaktion teilnehmen, sowohl als Reaktanten als auch als Produkte, genau gleich ist..
Dies ist eine wesentliche Voraussetzung für die Genauigkeit der durchzuführenden stöchiometrischen Berechnungen..
Wie viele Mol Wasser können bei der Verbrennung von 5 Mol Methan in überschüssigem Sauerstoff erzeugt werden? Zeigen Sie auch, dass das Gesetz der Erhaltung der Materie erfüllt ist..
CH4 + 2 O.zwei => COzwei + 2 hzweiODER
Unter Berücksichtigung der ausgeglichenen Reaktionsgleichung wird geschlossen, dass 1 Mol Methan 2 Mol Wasser erzeugt.
Das Problem kann direkt mit einem einfachen Ansatz gelöst werden, da wir nicht 1 Mol, sondern 5 Mol CH haben4::
Mol Wasser = 5 Mol CH4(2 Mol H.zweiO / 1 Mol CH4)
= 10
Das würde 180 g H entsprechenzweiO. bildete auch 5 Mol oder 220 g COzwei, Dies entspricht einer Gesamtmasse von 400 g Produkten.
Damit das Gesetz zur Erhaltung der Materie erfüllt ist, müssen 400 g Reagenzien reagieren. nicht mehr und nicht weniger. Von diesen 400 g entsprechen 80 g 5 Mol CH4 (multipliziert mit seiner Molmasse von 16 g / mol) und 320 g bei 10 Mol O.zwei (ähnlich für seine Molmasse von 32 g / mol).
Ein 1,50 g Magnesiumband wurde in einem geschlossenen Behälter verbrannt, der 0,80 g Sauerstoff enthielt. Nach der Verbrennung blieben 0,25 g Sauerstoff im Behälter. a) Welche Sauerstoffmasse reagierte? b) Wie viel Magnesiumoxid wurde gebildet?
Die Masse des reagierenden Sauerstoffs wird durch einen einfachen Unterschied erhalten.
Verbrauchte Sauerstoffmasse = (Anfangsmasse - Restmasse) Sauerstoff
= 0,80 g - 0,25 g
= 0,55 g O.zwei (zu)
Nach dem Gesetz der Massenerhaltung,
Masse Magnesiumoxid = Masse Magnesium + Masse Sauerstoff
= 1,50 g + 0,55 g
= 2,05 g MgO (b)
Joseph Louis Proust (1754–1826), französischer Chemiker, erkannte, dass bei einer chemischen Reaktion die chemischen Elemente immer in festen Massenanteilen zu einer Verbindung reagieren rein Spezifisch; Daher ist seine Zusammensetzung unabhängig von der Quelle oder Herkunft oder der Art der Synthese konstant.
Proust sprach 1799 das Gesetz bestimmter Proportionen aus, das besagt: "Wenn sich zwei oder mehr Elemente zu einer Verbindung verbinden, tun sie dies in einem festen Massenverhältnis." Diese Beziehung ist dann festgelegt und hängt nicht von der Strategie ab, die zur Herstellung der Verbindung verfolgt wird..
Dieses Gesetz ist auch als Gesetz der konstanten Zusammensetzung bekannt, das besagt: "Jede chemische Verbindung in einem Reinheitszustand enthält immer die gleichen Elemente in einem konstanten Massenanteil.".
Eisen (Fe) reagiert mit Schwefel (S) unter Bildung von Eisensulfid (FeS). Drei Situationen können festgestellt werden (1, 2 und 3):
Um den Anteil zu ermitteln, in dem sich die Elemente verbinden, teilen Sie die größere Masse (Fe) durch die kleinere Masse (S). Die Berechnung ergibt ein Verhältnis von 1,75: 1. Dieser Wert wird unter den drei angegebenen Bedingungen (1, 2 und 3) wiederholt, wobei der gleiche Anteil erhalten wird, obwohl unterschiedliche Massen verwendet werden..
Das heißt, 1,75 g Fe werden mit 1,0 g S kombiniert, um 2,75 g FeS zu ergeben.
Durch Anwendung dieses Gesetzes ist es möglich, die Massen der Elemente, die kombiniert werden müssen, um eine gewünschte Masse einer Verbindung zu erhalten, genau zu kennen..
Auf diese Weise können Informationen über die überschüssige Masse eines der an einer chemischen Reaktion beteiligten Elemente erhalten werden oder darüber, ob die Reaktion ein limitierendes Reagenz enthält..
Zusätzlich wird es angewendet, um die Centesimalzusammensetzung einer Verbindung zu kennen, und basierend auf letzterer kann die Formel einer Verbindung festgelegt werden.
Kohlendioxid (COzwei) entsteht bei folgender Reaktion:
C + O.zwei => COzwei
12 g Kohlenstoff verbinden 32 g Sauerstoff zu 44 g Kohlendioxid.
Der prozentuale Kohlenstoffgehalt ist also gleich
Kohlenstoffanteil = (12 g / 44 g) 100%
= 27,3%
Sauerstoffanteil = (32 g / 44 g) 100%
Sauerstoffanteil = 72,7%
Unter Verwendung der Aussage des Gesetzes der konstanten Zusammensetzung kann festgestellt werden, dass Kohlendioxid immer aus 27,3% Kohlenstoff und 72,7% Sauerstoff besteht.
Wenn 4 g und 6 g Schwefel (S) mit Sauerstoff (O) in verschiedenen Gefäßen umgesetzt wurden, wurden 10 g und 15 g Schwefeltrioxid (SO)3).
Warum wurden solche Mengen Schwefeltrioxid erhalten und nicht andere?
Berechnen Sie auch die Schwefelmenge, die erforderlich ist, um sich mit 36 g Sauerstoff zu verbinden, und die Masse des erhaltenen Schwefeltrioxids.
In dem ersten Behälter werden 4 Schwefel mit X g Sauerstoff gemischt, um 10 g Trioxid zu erhalten. Wenn das Gesetz der Massenerhaltung angewendet wird, können wir nach der Sauerstoffmasse suchen, die sich mit dem Schwefel verbindet.
Sauerstoffmasse = 10 g Sauerstofftrioxid - 4 g Schwefel.
= 6 g
In Behälter 2 werden 6 g Schwefel mit X g Sauerstoff gemischt, um 15 Schwefeltrioxid zu erhalten.
Sauerstoffmasse = 15 g Schwefeltrioxid - 6 g Schwefel
= 9 g
Anschließend berechnen wir die O / S-Verhältnisse für jeden Container:
O / S-Verhältnis in Situation 1 = 6 g O / 4 g S.
= 1,5 / 1
O / S-Verhältnis in Situation 2 = 9 g O / 6 g S.
= 1,5 / 1
Dies entspricht dem Gesetz der definierten Proportionen, was darauf hinweist, dass sich die Elemente immer im gleichen Verhältnis zu einer bestimmten Verbindung verbinden..
Daher sind die erhaltenen Werte korrekt und diejenigen, die der Anwendung des Gesetzes entsprechen.
Im vorherigen Abschnitt wurde für das O / S-Verhältnis ein Wert von 1,5 / 1 berechnet.
g Schwefel = 36 Sauerstoff (1 g Schwefel / 1,5 g Sauerstoff)
= 24 g
g Schwefeltrioxid = 36 g Sauerstoff + 24 g Schwefel
= 60 g
Chlor und Magnesium werden im Verhältnis von 2,95 g Chlor pro g Magnesium kombiniert. a) Bestimmen Sie die Massen an Chlor und Magnesium, die erforderlich sind, um 25 g Magnesiumchlorid zu erhalten. b) Wie hoch ist die prozentuale Zusammensetzung von Magnesiumchlorid??
Basierend auf dem Wert 2,95 für das Cl: Mg-Verhältnis kann der folgende Ansatz gewählt werden:
2,95 g Cl + 1 g Mg => 3,95 g MgClzwei
Später:
g Cl = 25 g MgClzwei (2,95 g Cl / 3,95 g MgClzwei)
= 18,67
g Mg = 25 g MgClzwei (1 g Mg / 3,95 g MgClzwei)
= 6,33
So werden 18,67 g Chlor mit 6,33 g Magnesium kombiniert, um 25 g Magnesiumchlorid zu erzeugen..
Berechnen Sie zunächst die Molmasse von Magnesiumchlorid, MgClzwei::
Molekulargewicht MgClzwei = 24,3 g / mol + (2 35,5 g / mol)
= 95,3 g / mol
Magnesiumprozentsatz = (24,3 g / 95,3 g) × 100%
= 25,5%
Chloranteil = (71 g / 95,3 g) x 100%
= 74,5%
Das Gesetz wurde 1803 vom französischen Chemiker und Meteorologen John Dalton auf der Grundlage seiner Beobachtungen zu den Reaktionen atmosphärischer Gase verkündet.
Das Gesetz wurde folgendermaßen formuliert: "Wenn Elemente kombiniert werden, um mehr als eine Verbindung zu ergeben, verbindet sich eine variable Masse von einer mit einer festen Masse der anderen und die erste hat eine Beziehung von kanonischen und undeutlichen Zahlen.".
Außerdem: "Wenn zwei Elemente kombiniert werden, um unterschiedliche Verbindungen zu erzeugen, beziehen sich die unterschiedlichen Mengen des anderen Elements, die sich mit dieser festen Menge zur Herstellung der Verbindungen verbinden, auf einfache ganze Zahlen.".
John Dalton machte die erste moderne Beschreibung des Atoms als Bestandteil der chemischen Elemente, als er darauf hinwies, dass die Elemente aus unteilbaren Teilchen bestehen, die Atome genannt werden..
Darüber hinaus postulierte er, dass Verbindungen entstehen, wenn sich Atome verschiedener Elemente in einfachen ganzzahligen Verhältnissen miteinander verbinden..
Dalton schloss die Ermittlungsarbeiten von Proust ab. Er wies auf die Existenz von zwei Zinnoxiden mit Prozentsätzen von 88,1% und 78,7% Zinn mit den entsprechenden Prozentsätzen von Sauerstoff von 11,9% bzw. 21,3% hin..
Zeigen Sie, dass die Verbindungen Wasser, H.zweiO und Wasserstoffperoxid, H.zweiODERzwei, das Gesetz der Mehrfachanteile einhalten.
Atomgewichte der Elemente: H = 1 g / mol und Sauerstoff = 16 g / mol.
Molekulargewichte von Verbindungen: H.zweiO = 18 g / mol und H.zweiODERzwei = 34 g / mol.
Wasserstoff ist das Element mit einer festen Menge in H.zweiO und H.zweiODERzwei, so werden die Anteile zwischen O und H in beiden Verbindungen festgelegt.
O / H-Verhältnis in H.zweiO = (16 g / mol) / (2 g / mol)
= 8/1
O / H-Verhältnis in H.zweiODERzwei = (32 g / mol) / (2 g / mol)
= 16/1
Beziehung zwischen beiden Anteilen = (16/1) / (8/1)
= 2
Das O / H-Verhältnis von Wasserstoffperoxid zu Wasser beträgt also 2, eine einfache ganze Zahl. Daher wird die Einhaltung des Gesetzes über mehrere Anteile nachgewiesen..
Welche Sauerstoffmasse verbindet sich mit 3,0 g Stickstoff in a) Stickoxid, NO und b) Stickstoffdioxid, NOzwei. Zeigen Sie, dass NEIN und NEINzwei das Gesetz der Mehrfachanteile einhalten.
Stickstoffmasse = 3 g
Atomgewichte: Stickstoff 14 g / mol und Sauerstoff 16 g / mol.
In NO verbindet sich ein N-Atom mit einem 1 O-Atom, sodass die Sauerstoffmasse, die sich mit 3 g Stickstoff verbindet, mit dem folgenden Ansatz berechnet werden kann:
g O = g Stickstoff · (PA. O / PA. N)
= 3 g (16 g / mol / 14 g / mol)
= 3,43 g O.
In der NOzwei, Ein N-Atom verbindet sich mit 2 O-Atomen. Die Masse des kombinierten Sauerstoffs beträgt also:
g Sauerstoff = 3 g (32 g / mol / 14 g / mol)
= 6,86 g O.
O / N-Verhältnis in NO = 3,43 g O / 3 g N.
= 1.143
O / N-Verhältnis in NOzwei = 6,86 g O / 3 g N.
= 2,282
Wert der Beziehung zwischen den O / N-Anteilen = 2.282 / 1.143
= 2
Der Wert des O / N-Verhältnisses ist also 2, eine einfache ganze Zahl. Daher ist das Gesetz der Mehrfachanteile erfüllt..
Dieses von Richter und Carl F. Wenzel getrennt formulierte Gesetz legt fest, dass die Massenanteile zweier Verbindungen mit einem gemeinsamen Element es ermöglichen, den Anteil einer dritten Verbindung unter den anderen Elementen zu bestimmen, wenn sie reagieren.
Wenn Sie beispielsweise die beiden Verbindungen AB und CB haben, können Sie sehen, dass das gemeinsame Element B ist.
Das Richter-Wenzel-Gesetz oder das Gesetz der reziproken Proportionen besagt, dass wir, wenn wir wissen, wie viel von A mit B reagiert, um AB zu ergeben, und wie viel von C mit B reagiert, um CB zu ergeben, die Masse von A berechnen können, mit der reagiert werden muss eine Masse von C, um AC zu bilden.
Und das Ergebnis ist, dass das Verhältnis A: C oder A / C ein Vielfaches oder Untermultiplikator von A / B oder C / B sein muss. Dieses Gesetz ist jedoch nicht immer erfüllt, insbesondere wenn die Elemente verschiedene Oxidationsstufen aufweisen..
Von allen ponderalen Gesetzen ist dies vielleicht das "abstrakteste" oder komplizierteste. Wenn es jedoch unter mathematischen Gesichtspunkten analysiert wird, wird man sehen, dass es nur aus Umrechnungsfaktoren und Stornierungen besteht.
Wenn bekannt ist, dass 12 g Kohlenstoff mit 32 g Sauerstoff unter Bildung von Kohlendioxid reagieren; und dass andererseits 2 g Wasserstoff mit 16 g Sauerstoff unter Bildung von Wasser reagieren, dann können die Massenverhältnisse C / O und H / O für CO geschätzt werdenzwei und H.zweiOder jeweils.
Berechnung von C / O und H / O haben wir:
C / O = 12 g C / 32 g O.
= 3/8
H / O = 2 g H / 16 g O.
= 1/8
Sauerstoff ist das gemeinsame Element, und Sie möchten wissen, wie viel Kohlenstoff mit Wasserstoff unter Bildung von Methan reagiert. Das heißt, Sie möchten C / H (oder H / C) berechnen. Dann ist es notwendig, die vorherigen Proportionen zu teilen, um zu zeigen, ob die Reziprozität erfüllt ist oder nicht:
C / H = (C / O) / (H / O)
Beachten Sie, dass auf diese Weise die O's gelöscht werden und C / H erhalten bleibt:
C / H = (3/8) / (1/8)
= 3
Und 3 ist ein Vielfaches von 3/8 (3/8 x 8). Dies bedeutet, dass 3 g C mit 1 g H zu Methan reagieren. Aber um es mit CO vergleichen zu könnenzwei, multiplizieren Sie C / H mit 4, was 12 entspricht; Dies ergibt 12 g C, das mit 4 g H unter Bildung von Methan reagiert, was ebenfalls zutrifft.
Wenn bekannt ist, dass 24 g Magnesium mit 2 g Wasserstoff unter Bildung von Magnesiumhydrid reagieren; und dass zusätzlich 32 g Schwefel mit 2 g Wasserstoff unter Bildung von Schwefelwasserstoff reagieren, das gemeinsame Element ist Wasserstoff und wir wollen Mg / S aus Mg / H und H / S berechnen.
Wenn wir dann Mg / H und H / S getrennt berechnen, haben wir:
Mg / H = 24 g Mg / 2 g H.
= 12
H / S = 2 g H / 32 g S.
= 1/16
Es ist jedoch zweckmäßig, S / H zu verwenden, um das H zu löschen. Daher ist S / H gleich 16. Sobald dies erledigt ist, fahren wir mit der Berechnung von Mg / S fort:
Mg / S = (Mg / H) / (S / H)
= (12/16)
= 3/4
Und 3/4 ist ein Submultiplikator von 12 (3/4 x 16). Das Mg / S-Verhältnis zeigt an, dass 3 g Mg mit 4 g Schwefel unter Bildung von Magnesiumsulfid reagieren. Sie müssen jedoch Mg / S mit 8 multiplizieren, um es mit Mg / H vergleichen zu können. Somit reagieren 24 g Mg mit 32 g Schwefel unter Bildung dieses Metallsulfids.
Es ist bekannt, dass 35,5 g Cl mit 1 g H unter Bildung von HCl reagieren. Ebenso reagieren 27 g Al mit 3 g H unter Bildung von AlH3. Berechnen Sie den Anteil an Aluminiumchlorid und stellen Sie fest, ob eine solche Verbindung dem Richter-Wenzel-Gesetz entspricht.
Wieder fahren wir fort, Cl / H und Al / H getrennt zu berechnen:
Cl / H = 35,5 g Cl / 1 g H.
= 35,5
Al / H = 27 g Al / 3 g H.
= 9
Nun wird Al / Cl berechnet:
Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)
= 9 / 35,5
≤ 0,250 oder 1/4 (tatsächlich 0,253)
Das heißt, 0,250 g Al reagieren mit 1 g Cl unter Bildung des entsprechenden Salzes. Aber auch hier muss Al / Cl mit einer Zahl multipliziert werden, die es ermöglicht, es (der Einfachheit halber) mit Al / H zu vergleichen.
Al / Cl wird dann mit 108 (27 / 0,250) multipliziert, was 27 g Al ergibt, das mit 108 g Cl reagiert. Dies ist nicht genau der Fall. Wenn wir zum Beispiel den Wert 0,253 mal Al / Cl nehmen und ihn mit 106,7 (27 / 0,253) multiplizieren, haben wir, dass 27 g Al mit 106,7 g Cl reagieren; das ist näher an der Realität (AlCl3, mit einem PA von 35,5 g / mol für Cl).
So kann Richters Gesetz aufgrund der Präzision und des Missbrauchs von Dezimalstellen ins Stocken geraten..
Bisher hat noch niemand einen Kommentar zu diesem Artikel abgegeben.