ما هي قوانين الوزن في الكيمياء؟ (مع أمثلة)
قوانين الوزن في الكيمياء هي تلك التي أظهرت أن كتل المواد التي تتفاعل لا تفعل ذلك بشكل تعسفي أو عشوائي. ولكن الحفاظ على نسبة رياضية ثابتة من الأعداد الكاملة أو أتباعها الفرعية ، حيث لا يتم إنشاء ذرات العناصر أو إتلافها.
في الماضي ، كان إنشاء هذه القوانين يتطلب جهود تفكير استثنائية ؛ لأنه على الرغم من أنه يبدو الآن واضحًا جدًا ، إلا أننا لم نعرف حتى الكتل الذرية أو الجزيئية للعناصر أو المركبات ، على التوالي.
نظرًا لأنه لم يكن معروفًا بالضبط كم تساوي جزيء من ذرات كل عنصر ، كان على الكيميائيين في القرنين الثامن عشر والتاسع عشر الاعتماد على الكتل التفاعلية. لذلك كانت التوازنات التحليلية الأولية (الصورة العليا) مرافقين لا ينفصلان خلال مئات التجارب اللازمة لتسوية قوانين الوزن.
ولهذا السبب ، عند دراسة قوانين الكيمياء هذه ، يصادف المرء قياسات الكتلة في كل لحظة. وبفضل هذا ، استنباط نتائج التجارب تم اكتشاف أن المركبات الكيميائية النقية تتشكل دائمًا بنفس نسبة الكتلة من العناصر المكونة لها.
قانون حفظ الكتلة
ينص هذا القانون على أن الكتلة الكلية للمواد المتفاعلة في التفاعل الكيميائي تساوي الكتلة الكلية للمنتجات ؛ طالما أن النظام المدروس مغلق ولا يوجد تبادل للكتلة والطاقة مع محيطه.
في التفاعل الكيميائي ، لا تختفي المواد ، ولكنها تتحول إلى مواد أخرى متساوية الكتلة ؛ ومن هنا جاءت العبارة الشهيرة: "لا يوجد شيء ، لا شيء يتم تدميره ، كل شيء تحول".
تاريخيا ، اقترح قانون الحفاظ على الكتلة في تفاعل كيميائي لأول مرة في عام 1756 من قبل ميخائيل لومونسوف ، الذي أظهر في مذكراته نتائج تجاربه.
في وقت لاحق من عام 1774 ، قدم أنطوان ليفوازييه ، الكيميائي الفرنسي ، نتائج تجاربه التي سمحت بإثبات ذلك ؛ وهو ما يسميه البعض أيضًا قانون لافوازييه.
تجارب لافوازييه
في زمن لافوازييه (1743-1794) ، كانت هناك نظرية phlogiston ، والتي تنص على أن الهيئات لديها القدرة على الاشتعال أو الاحتراق. سمحت تجارب لافوازييه بتجاهل هذه النظرية.
أجرى لافوازي العديد من تجارب احتراق المعادن. قمنا بوزن المواد بعناية قبل وبعد احتراقها في حاوية مغلقة ، ووجدنا أن هناك زيادة واضحة في الوزن.
لكن Lavoiser ، بناءً على معرفته لدور الأكسجين في الاحتراق ، خلص إلى أن زيادة الوزن في الاحتراق ترجع إلى دمج الأكسجين في المادة المحترقة. ولد مفهوم أكاسيد معدنية.
لذلك ، ظل مجموع كتل المعادن المعرضة للاحتراق والأكسجين دون تغيير. هذا الاستنتاج سمح بإنشاء قانون حفظ الكتلة.
-موازنة المعادلات
حدد قانون الحفاظ على الجماهير الحاجة إلى الموازنة بين المعادلات الكيميائية ، مما يضمن أن عدد العناصر التي تتفاعل في تفاعل كيميائي ، سواء كان تفاعليًا أو كمنتج ، هو نفسه تمامًا.
هذا مطلب أساسي لدقة الحسابات المتكافئة التي يتم إجراؤها.
-Cálculos
شامات الماء
كم عدد مولات الماء التي يمكن إنتاجها أثناء احتراق 5 مولات من الميثان التي تزيد من الأكسجين؟ تبين أيضًا أن قانون حفظ المادة قد تحقق.
CH 4 + 2 O 2 => CO 2 + 2 H 2 O
مع مراعاة المعادلة المتوازنة للتفاعل ، استنتج أن 1 مول من الميثان ينتج 2 مول من الماء.
يمكن حل المشكلة مباشرة باستخدام طريقة بسيطة ، حيث لا يوجد لدينا 1 مول ولكن 5 مول من CH 4 :
مولات الماء = 5 مولات من CH 4 · (2 مولات من H 2 O / 1 مول من CH 4 )
= 10
وهذا يعادل 180 غرام من H 2 O. كما تم تشكيل 5 مول أو 220 جم من ثاني أكسيد الكربون ، أي ما يعادل كتلة إجمالية قدرها 400 غرام من المنتجات.
وبالتالي ، من أجل الامتثال لقانون حفظ المادة ، يجب أن يتفاعل 400 غرام من المواد المتفاعلة ؛ لا أكثر ولا أقل. من هذه الـ 400 جم ، 80 جم تقابل 5 مول من CH 4 (مضروبة بكتلتها الجزيئية البالغة 16 جم / مول) ، و 320 جم إلى 10 مول من O 2 (كذلك بالنسبة لكتلتها الجزيئية البالغة 32 جم / مول ).
احتراق شريط المغنيسيوم
تم حرق شريط من المغنيسيوم سعة 1.50 غرام في حاوية مغلقة تحتوي على 0.80 غرام من الأكسجين. بعد الاحتراق ، بقي 0.25 غرام من الأكسجين في الوعاء. أ) ما كتلة الأكسجين تتفاعل؟ ب) كم تم تشكيل أكسيد المغنيسيوم؟
يتم الحصول على كتلة الأكسجين التي تتفاعل مع اختلاف بسيط.
كتلة الأوكسجين المستهلكة = (الكتلة الأولية - الكتلة المتبقية) أكسجين
= 0.80 جم - 0.25 جم
= 0.55 جم O 2 (أ)
وفقا لقانون حفظ الكتلة ،
كتلة أكسيد المغنيسيوم = كتلة المغنيسيوم + كتلة الأكسجين
= 1.50 جم + 0.55 جم
= 2.05 جم من المغنيسيوم (ب)
قانون النسب المحددة
أدرك جوزيف لويس بروست (1754-1826) ، الكيميائي الفرنسي ، أنه في تفاعل كيميائي ، تتفاعل العناصر الكيميائية دائمًا بنسب ثابتة من الكتل لتشكيل مركب نقي محدد ؛ لذلك ، تكوينه ثابت ، بغض النظر عن المصدر أو الأصل ، أو كيف يتم تصنيعه.
أعلن Proust في عام 1799 قانون النسب المحددة ، والذي ينص على أنه "عندما يتحد عنصران أو أكثر لتشكيل مركب ، فإنهم يفعلون ذلك في نسبة كتلة ثابتة." ثم ، يتم إصلاح هذه العلاقة ولا تعتمد على الاستراتيجية المتبعة لإعداد المجمع.
يُعرف هذا القانون أيضًا باسم قانون التركيب الثابت ، والذي ينص على ما يلي: "يحتوي كل مركب كيميائي في حالة نقاء دائمًا على نفس العناصر ، في نسبة ثابتة من الكتلة".
- إبطال القانون
يتفاعل الحديد (Fe) مع الكبريت (S) لتكوين كبريتيد الحديد (FeS) ، يمكننا الإشارة إلى ثلاثة مواقف (1 و 2 و 3):
للعثور على النسبة التي يتم فيها دمج العناصر ، يتم تقسيم الكتلة الأكبر (Fe) على الكتلة الأصغر (S). يعطي الحساب نسبة 1.75: 1. تتكرر هذه القيمة في الشروط الثلاثة المحددة (1 و 2 و 3) ، حيث يتم الحصول على نفس النسبة على الرغم من استخدام كتل مختلفة.
أي أن 1.75 جم من Fe تجمع مع 1.0 جم من S لإعطاء 2.75 جم من FeS.
-Applications
من خلال تطبيق هذا القانون ، يمكن للمرء أن يعرف بالضبط كتل العناصر التي يجب دمجها للحصول على الكتلة المطلوبة من المركب.
بهذه الطريقة ، يمكن الحصول على معلومات حول الكتلة الزائدة لبعض العناصر المتورطة في تفاعل كيميائي ، أو إذا كان هناك كاشف تفاعلي في التفاعل.
بالإضافة إلى ذلك ، يتم تطبيقه لمعرفة التركيبة المئوية للمركب ، وبناءً على الأخير ، يمكن إنشاء صيغة المركب.
التركيب المئوي للمركب
يتكون ثاني أكسيد الكربون (CO 2 ) في التفاعل التالي:
C + O 2 => CO 2
12 جم من الكربون يجمع 32 جم من الأكسجين لإعطاء 44 جم من ثاني أكسيد الكربون.
لذلك ، فإن نسبة الكربون تساوي
نسبة الكربون = (12 جم / 44 جم) · 100 ٪
= 27.3 ٪
نسبة الأكسجين = (32 جم / 44 جم) 100 ٪
نسبة الأكسجين = 72.7 ٪
باستخدام بيان قانون التركيب الثابت ، يمكن الإشارة إلى أن ثاني أكسيد الكربون يتكون دائمًا من 27.3٪ من الكربون و 72.7٪ من الأكسجين.
-Cálculos
ثالث أكسيد الكبريت
عند التفاعل في حاويات مختلفة ، تم الحصول على 4 جم و 6 جم من الكبريت (S) بالأكسجين (O) ، وتم الحصول على 10 جم و 15 جم من ثالث أكسيد الكبريت (SO 3 ) على التوالي.
لماذا تم الحصول على هذه الكميات من ثالث أكسيد الكبريت وليس غيرها؟
احسب أيضًا كمية الكبريت اللازمة للاندماج مع 36 جم من الأكسجين وكتلة ثالث أكسيد الكبريت التي تم الحصول عليها.
الجزء أ)
في الوعاء الأول ، يتم خلط 4 كبريت مع X جم من الأكسجين للحصول على 10 جم من ثالث أكسيد. إذا تم تطبيق قانون الحفاظ على الكتلة ، يمكننا مسح كتلة الأكسجين التي تم دمجها مع الكبريت.
كتلة الأكسجين = 10 جم من ثالث أكسيد الأكسجين - 4 غرام من الكبريت.
= 6 غرام
في الوعاء 2 ، يتم خلط 6 غرام من الكبريت مع X جم من الأكسجين للحصول على 15 من ثالث أكسيد الكبريت.
كتلة الأكسجين = 15 جم من ثالث أكسيد الكبريت - 6 جم من الكبريت
= 9 غرام
ثم يتم حساب نسب O / S لكل حاوية:
نسبة O / S في الوضع 1 = 6 جم O / 4 g S
= 1.5 / 1
نسبة O / S في الوضع 2 = 9 جم O / 6 g S
= 1.5 / 1
وهو ، في اتفاق مع الشيء الذي أثير في قانون النسب المحددة التي تشير إلى أن العناصر يتم دمجها دائمًا بنفس النسبة لتشكيل مركب معين.
وبالتالي ، فإن القيم التي تم الحصول عليها صحيحة وتلك التي تتوافق مع تطبيق القانون.
الجزء ب)
في القسم السابق ، تم حساب قيمة 1.5 / 1 لنسبة O / S.
غرام من الكبريت = 36 من الأكسجين · (1 غرام من الكبريت / 1.5 غرام من الأكسجين)
= 24 جم
جم من ثالث أكسيد الكبريت = 36 جم من الأكسجين + 24 جم من الكبريت
= 60 جم
الكلور والمغنيسيوم
يتم الجمع بين الكلور والمغنيسيوم بنسبة 2.95 جم من الكلور لكل غرام من المغنيسيوم. أ) تحديد كتل الكلور والمغنيسيوم اللازمة للحصول على 25 جم من كلوريد المغنيسيوم. ب) ما هي النسبة المئوية لتكوين كلوريد المغنيسيوم؟
الجزء أ)
بناءً على القيمة 2.95 لنسبة Cl: Mg ، يمكن عمل النهج التالي:
2.95 جم من Cl + 1 جم من المغنيسيوم>> 3.95 جم من المغنيسيوم 2
ثم:
g of Cl = 25 جم من MgCl 2 · (2.95 جم Cl / 3.95 جم MgCl 2 )
= 18.67
g of Mg = 25 جم من MgCl 2 · (1 جم Mg / 3.95 جم MgCl 2 )
= 6.33
بعد ذلك ، يتم دمج 18.67 جم من الكلور مع 6.33 جم من المغنسيوم لإنتاج 25 جم من كلوريد المغنسيوم.
الجزء ب)
يتم حساب الكتلة الجزيئية لكلوريد المغنسيوم ، MgCl 2 ، أولاً:
الوزن الجزيئي MgCl 2 = 24.3 جم / مول + (2 · 35.5 جم / مول)
= 95.3 جم / مول
نسبة المغنيسيوم = (24.3 جم / 95.3 جم) × 100 ٪
= 25.5 ٪
نسبة الكلور = (71 جم / 95.3 جم) × 100 ٪
= 74.5 ٪
قانون ذو أبعاد متعددة أو قانون دالتون
أعلن القانون في عام 1803 من قبل الكيميائي الفرنسي وعالم الأرصاد الجوية جون دالتون ، بناءً على ملاحظاته المتعلقة بتفاعلات غازات الغلاف الجوي.
تم الإعلان عن القانون بالطريقة التالية: "عندما تتحد العناصر لإعطاء أكثر من مركب ، فإن كتلة واحدة من هذه العناصر تجمع كتلة ثابتة من الأخرى وتكون الأولى مرتبطة بعلاقة قانونية وأرقام غير واضحة".
أيضًا: "عندما يجتمع عنصران لتكوين مركبات مختلفة ، مع إعطاء كمية ثابتة من أحدهما ، فإن الكميات المختلفة للعنصر الآخر التي يتم دمجها مع هذه الكمية الثابتة لإنتاج المركبات ، تكون مرتبطة بأعداد كاملة بسيطة".
قدم جون دالتون أول وصف حديث للذرة كمكون للعناصر الكيميائية ، عندما أشار إلى أن العناصر تتشكل من جزيئات غير قابلة للتجزئة تسمى الذرات.
بالإضافة إلى ذلك ، افترض أن المركبات تتشكل عندما تتحد ذرات العناصر المختلفة مع بعضها البعض بنسب عدد صحيح بسيط.
أكمل دالتون عمل التحقيق في بروست. وأشار إلى وجود اثنين من أكاسيد القصدير ، بنسب 88.1 ٪ و 78.7 ٪ من القصدير مع النسب المئوية المقابلة من الأكسجين ، 11.9 ٪ و 21.3 ٪ ، على التوالي.
-Cálculos
المياه و بيروكسيد الهيدروجين
تبين أن مركبات الماء ، H 2 O ، وبيروكسيد الهيدروجين ، H 2 O 2 ، تمتثل لقانون النسب المتعددة.
الأوزان الذرية للعناصر: H = 1 جم / مول والأكسجين = 16 جم / مول.
الأوزان الجزيئية للمركبات: H 2 O = 18 جم / مول و H 2 O 2 = 34 جم / مول.
الهيدروجين هو العنصر ذو الكمية الثابتة في H2 O و H 2 O 2 ، لذلك سيتم تحديد النسب بين O و H في كلا المركبين.
نسبة O / H في H 2 O = (16 جم / مول) / (2 جم / مول)
= 8/1
نسبة O / H في H 2 O 2 = (32 جم / مول) / (2 جم / مول)
= 16/1
العلاقة بين كلا النسبتين = (16/1) / (8/1)
= 2
ثم ، فإن نسبة O / H نسبة بين بيروكسيد الهيدروجين والماء هي 2 ، عدد صحيح وبسيط. لما ثبت أنه تنفيذ قانون النسب المتعددة.
أكاسيد النيتروجين
ما هي كتلة الأوكسجين مجتمعة مع 3.0 غرام من النيتروجين في أكسيد النيتريك ، NO و b) ثاني أكسيد النيتروجين ، NO 2 . تبين أن NO و NO 2 يتوافقان مع قانون النسب المتعددة.
كتلة النيتروجين = 3 جم
الأوزان الذرية: النيتروجين ، 14 جم / مول ، والأكسجين ، 16 جم / مول.
الحسابات
في NO ، يتم دمج ذرة N مع ذرة واحدة من O ، حتى نتمكن من حساب كتلة الأكسجين المصاحب مع 3 غرام من النيتروجين بالطريقة التالية:
g of O = g nitrogen · (PA.O / PA.N)
= 3 جم · (16 جم / مول / 14 جم / مول)
= 3.43 غ
في NO 2 ، تتحد ذرة N مع ذرات 2 O ، لذلك تكون كتلة الأكسجين التي تجمع:
جم من الأكسجين = 3 جم · (32 جم / مول / 14 جم / مول)
= 6.86 غرام
نسبة O / N في NO = 3.43 جم O / 3 g N
= 1،143
نسبة O / N في NO 2 = 6.86 جم O / 3 g N
= 2،282
قيمة النسبة بين النسب O / N = 2،282 / 1،143
= 2
ثم ، قيمة النسبة بين النسب O / N هي 2 ، عدد صحيح وبسيط. لذلك ، يتم تنفيذ قانون النسب المتعددة.
قانون النسب المتبادلة
ينص هذا القانون الذي صاغه ريختر وكارل وينزل بشكل منفصل ، على أن نسب الكتلة لمركبين مع عنصر واحد مشترك ، يسمح بتحديد نسبة المركب الثالث بين العناصر الأخرى إذا كان رد فعلهما.
على سبيل المثال ، إذا كان لديك المركبان AB و CB ، يمكنك أن ترى أن العنصر المشترك هو B.
يقول قانون Richter-Wenzel أو النسب المتبادلة أنه مع معرفة مقدار تفاعل A مع B لإعطاء AB ، ومدى تفاعل C مع B لإعطاء CB ، يمكنك حساب كتلة A اللازمة للتفاعل مع كتلة من C لتشكيل AC.
والنتيجة هي أن النسبة A: C أو A / C يجب أن تكون متعددة أو فرعية من A / B أو C / B. ومع ذلك ، لا يتم تنفيذ هذا القانون دائمًا ، خاصةً عندما يكون للعناصر عدة حالات أكسدة.
من بين جميع قوانين الوزن ، ربما يكون هذا هو الأكثر "تجريدية" أو تعقيدًا. ولكن إذا تم تحليلها من وجهة نظر رياضية ، فسوف نرى أنه يتكون فقط من عوامل التحويل والإلغاء.
-Examples
الميثان
إذا كان معروفًا أن 12 جم من الكربون يتفاعل مع 32 جم من الأكسجين لتكوين ثاني أكسيد الكربون ؛ وهذا ، من ناحية أخرى ، يتفاعل 2 غرام من الهيدروجين مع 16 جم من الأكسجين لتكوين الماء ، ثم يمكن تقدير نسب الكتلة C / O و H / O لثاني أكسيد الكربون و H 2 O على التوالي.
حساب C / O و H / O لدينا:
C / O = 12g C / 32g O
= 3/8
H / O = 2g H / 16g O
= 1/8
الأكسجين هو العنصر المشترك ، ونريد أن نعرف مقدار تفاعل الكربون مع الهيدروجين لإنتاج الميثان ؛ بمعنى ، نريد حساب C / H (أو H / C). ثم ، من الضروري إجراء تقسيم للنسب السابقة لإثبات ما إذا كانت المعاملة بالمثل قد تحققت أم لا:
C / H = (C / O) / (H / O)
لاحظ أنه بهذه الطريقة يتم إلغاء O وتبقى النسبة C / H:
C / H = (3/8) / (1/8)
= 3
و 3 مضاعفات 3/8 (3/8 × 8). هذا يعني أن 3 غرام من C تتفاعل مع 1 جم من H لإعطاء الميثان. ولكن حتى تتمكن من مقارنتها بـ CO 2 ، اضرب C / H في 4 ، أي ما يعادل 12 ؛ هذا يعطي 12 جم من C التي تتفاعل مع 4 غرام من H لتكوين الميثان ، وهذا صحيح أيضًا.
كبريتيد المغنيسيوم
إذا كان من المعروف أن 24 غراما من المغنيسيوم يتفاعل مع 2 غرام من الهيدروجين لتشكيل هيدريد المغنيسيوم ؛ بالإضافة إلى ذلك ، يتفاعل 32 جم من الكبريت مع 2 غرام من الهيدروجين لتكوين كبريتيد الهيدروجين ، والعنصر المشترك هو الهيدروجين ونريد حساب المغنيسيوم / المغنيسيوم من Mg / H و H / S.
عندئذٍ نحسب Mg / H و H / S بشكل منفصل ، لدينا:
Mg / H = 24g Mg / 2g H
= 12
H / S = 2g H / 32g S
= 1/16
ومع ذلك ، فمن المناسب استخدام S / H لإلغاء H. لذلك ، S / H تساوي 16. بمجرد الانتهاء من ذلك ، ننتقل إلى حساب المغنيسيوم / S:
Mg / S = (Mg / H) / (S / H)
= (12/16)
= 3/4
و 3/4 هي الفقرة الفرعية 12 (3/4 × 16). تشير نسبة Mg / S إلى أن 3 جم من Mg تتفاعل مع 4 جم من الكبريت لتشكيل كبريتيد المغنيسيوم. ومع ذلك ، يجب علينا مضاعفة Mg / S بمقدار 8 لتتمكن من مقارنتها مع Mg / H. وهكذا ، يتفاعل 24 جم من المغنيسيوم مع 32 جم من الكبريت لإعطاء هذا الكبريتيد المعدني.
كلوريد الألومنيوم
من المعروف أن 35.5 جم من الكلور يتفاعل مع 1 جم من H لتكوين حمض الهيدروكلوريك. وبالمثل ، يتفاعل 27 جم من Al مع 3 جم من H لتشكيل AlH 3 . احسب نسبة كلوريد الألومنيوم وقل إن كان هذا المركب يطيع قانون ريختر وينزل.
مرة أخرى ، ننتقل إلى حساب Cl / H و Al / H بشكل منفصل:
Cl / H = 35.5g Cl / 1g H
= 35.5
Al / H = 27g Al / 3g H
= 9
الآن ، يتم حساب Al / Cl:
Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)
= 9 / 35.5
50 0.250 أو 1/4 (0.253 فعليًا)
وهذا يعني أن 0.250 جم من Al يتفاعل مع 1 جم من Cl لتشكيل الملح المقابل. لكن ، مرة أخرى ، يجب عليك ضرب Al / Cl برقم يسمح لك بمقارنته (للراحة) مع Al / H.
عدم الدقة في الحساب
ثم يتم ضرب Al / Cl في 108 (27 / 0.250) ، مما يعطي 27 جم من Al الذي يتفاعل مع 108 جم من Cl ، وهذا لا يحدث بالضبط مثل هذا. إذا أخذنا على سبيل المثال القيمة 0.253 لـ Al / Cl ، واضربتها في 106.7 (27 / 0.253) ، سيكون لدينا 27 جم من Al تتفاعل مع 106.7 جم من Cl ؛ الذي هو أقرب إلى الواقع (AlCl 3 ، مع PA من 35.5 جم / مول ل Cl).
هنا نرى كيف يمكن لقانون ريختر أن يتعثر بسبب دقة وإساءة استخدام الكسور العشرية.
