WAT ZIJN DE GEWICHTSWETTEN VAN CHEMIE? (VOORBEELDEN) - CHEMIE - 2025

De fundamentele wetten van de chemie hebben aangetoond dat de massa van de stoffen die reageren dit niet op een willekeurige of willekeurige manier doen; maar door een constant wiskundig aandeel van gehele getallen of submultipelen daarvan te handhaven, waarin de atomen van de elementen niet worden gecreëerd of vernietigd.

In het verleden vereiste het vaststellen van deze wetten buitengewone inspanningen om te redeneren; want hoewel het nu te duidelijk lijkt, waren de atoom- en molecuulmassa's van de elementen of verbindingen nog niet eens bekend.

Bron: Jeff Keyzer uit Austin, TX, VS.

Omdat niet precies bekend was hoeveel één mol atomen van elk element gelijk was, moesten chemici in de 18e en 19e eeuw vertrouwen op de reactantmassa's. Dus rudimentaire analytische balansen (bovenste afbeelding) waren onafscheidelijke metgezellen tijdens de honderden experimenten die nodig waren om gewichtswetten vast te stellen.

Het is om deze reden dat wanneer je deze scheikundige wetten bestudeert, je op elk moment massametingen tegenkomt. Dankzij deze extrapolatie van de resultaten van de experimenten werd ontdekt dat zuivere chemische verbindingen altijd worden gevormd met dezelfde massaverhouding van hun samenstellende elementen.

Wet van behoud van massa

Deze wet zegt dat bij een chemische reactie de totale massa van de reactanten gelijk is aan de totale massa van de producten; zolang het beschouwde systeem gesloten is en er geen uitwisseling van massa en energie met zijn omgeving plaatsvindt.

Bij een chemische reactie verdwijnen stoffen niet, maar worden ze omgezet in andere stoffen van gelijke massa; vandaar de beroemde zin: "niets wordt gemaakt, niets wordt vernietigd, alles wordt getransformeerd".

Historisch gezien werd de wet van het behoud van massa in een chemische reactie voor het eerst voorgesteld in 1756 door Mikhail Lomonsov, die de resultaten van zijn experimenten in zijn dagboek liet zien.

Later in 1774 presenteerde Antoine Levoisier, de Franse chemicus, de resultaten van zijn experimenten die dit mogelijk maakten; die sommigen ook de wet van Lavoisier noemen.

-Lavoisier experimenten

In de tijd van Lavoisier (1743-1794) was er de Phlogiston-theorie, volgens welke lichamen het vermogen hadden om in brand te vliegen of te verbranden. De experimenten van Lavoisier maakten het mogelijk om deze theorie terzijde te schuiven.

Lavoisier voerde talloze experimenten met metaalverbranding uit. Hij woog zorgvuldig de materialen voor en na verbranding in een gesloten container en ontdekte dat er een duidelijke gewichtstoename was.

Maar Lavoiser, gebaseerd op zijn kennis van de rol van zuurstof bij verbranding, concludeerde dat de gewichtstoename bij verbranding te wijten was aan de opname van zuurstof in het brandende materiaal. Het concept van metaaloxiden was geboren.

Daarom bleef de som van de massa's van de metalen die aan verbranding werden blootgesteld en van de zuurstof ongewijzigd. Deze conclusie maakte het mogelijk de wet van behoud van massa vast te stellen.

-Balans van vergelijkingen

De wet van behoud van massa heeft de noodzaak vastgesteld om chemische vergelijkingen in evenwicht te brengen, waardoor wordt gegarandeerd dat het aantal elementen dat bij een chemische reactie betrokken is, zowel als reactanten als als producten, exact hetzelfde is.

Dit is een essentiële vereiste voor de nauwkeurigheid van de uit te voeren stoichiometrische berekeningen.

-Berekeningen

Watermollen

Hoeveel mol water kan er worden geproduceerd bij de verbranding van 5 mol methaan in overmaat zuurstof? Laat ook zien dat de wet van behoud van materie geldt.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Als we de uitgebalanceerde reactievergelijking bekijken, wordt geconcludeerd dat 1 mol methaan 2 mol water oplevert.

Het probleem kan direct worden opgelost met een eenvoudige aanpak, aangezien we niet 1 mol maar 5 mol CH _{4 hebben} :

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

= 10

Dit zou overeenkomt met 180 g H zijn ₂ O. Ook 5 mol of 220 g CO _{2 werd gevormd} , die gelijk is aan een totale massa van 400 g van producten.

Dus om aan de wet van behoud van materie te voldoen, moet 400 g reagentia reageren; niet meer niet minder. Van deze 400 g komt 80 g overeen met 5 mol CH ₄ (vermenigvuldigd met de moleculaire massa van 16 g / mol), en 320 g komt overeen met 10 mol O ₂ (op dezelfde manier met de moleculaire massa van 32 g / mol ).

Verbranding van een magnesiumlint

Een magnesiumlint van 1,50 g werd verbrand in een gesloten houder met 0,80 g zuurstof. Na verbranding bleef 0,25 g zuurstof in de houder. a) Welke massa zuurstof reageerde? b) Hoeveel magnesiumoxide werd er gevormd?

De massa zuurstof die reageerde, wordt verkregen door een eenvoudig verschil.

Massa verbruikte zuurstof = (aanvankelijke massa - restmassa) zuurstof

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (een)

Volgens de wet van behoud van massa,

Massa magnesiumoxide = massa magnesium + massa zuurstof

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Wet van bepaalde proporties

Joseph Louis Proust (1754-1826), Franse chemicus, realiseerde zich dat in een chemische reactie de chemische elementen altijd reageren in vaste verhoudingen van massa's om een ​​specifieke zuivere verbinding te vormen; daarom is de samenstelling constant, ongeacht de bron of oorsprong, of hoe het wordt gesynthetiseerd.

Proust verkondigde in 1799 de wet van welomlijnde verhoudingen, die stelt dat: "Wanneer twee of meer elementen samen een verbinding vormen, doen ze dat in een vaste massaverhouding." Deze relatie staat dus vast en is niet afhankelijk van de strategie die wordt gevolgd voor de bereiding van de verbinding.

Deze wet staat ook bekend als de wet van constante samenstelling, die stelt dat: "Elke chemische verbinding in een staat van zuiverheid altijd dezelfde elementen bevat, in een constante massaverhouding."

-Illustratie van de wet

IJzer (Fe) reageert met zwavel (S) om ijzersulfide (FeS) te vormen, er kunnen drie situaties worden opgemerkt (1, 2 en 3):

Om de verhouding te vinden waarin de elementen worden gecombineerd, deelt u de grotere massa (Fe) door de kleinere massa (S). De berekening geeft een verhouding van 1,75: 1. Deze waarde wordt herhaald in de drie gegeven voorwaarden (1, 2 en 3), waarbij dezelfde verhouding wordt verkregen hoewel verschillende massa's worden gebruikt.

Dat wil zeggen, 1,75 g Fe wordt gecombineerd met 1,0 g S om 2,75 g FeS te geven.

-Toepassingen

Door deze wet toe te passen, kan men precies de massa van de elementen weten die moeten worden gecombineerd om een ​​gewenste massa van een verbinding te verkrijgen.

Op deze manier kan informatie worden verkregen over de overtollige massa van enkele van de elementen die bij een chemische reactie betrokken zijn, of dat er een beperkend reagens in de reactie zit.

Bovendien wordt het toegepast om de centesimale samenstelling van een verbinding te kennen, en op basis van de laatste kan de formule van een verbinding worden vastgesteld.

Centesimale samenstelling van een verbinding

Kooldioxide (CO ₂ ) wordt gevormd bij de volgende reactie:

C + O ₂ => CO ₂

12 g koolstof combineert 32 g zuurstof om 44 g kooldioxide te geven.

Dus het percentage koolstof is gelijk

Koolstofpercentage = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Percentage zuurstof = (32 g / 44 g) 100%

Percentage zuurstof = 72,7%

Met behulp van de verklaring van de wet van constante samenstelling kan worden opgemerkt dat kooldioxide altijd bestaat uit 27,3% koolstof en 72,7% zuurstof.

-Berekeningen

Zwaveltrioxide

Door 4 g en 6 g zwavel (S) te laten reageren met zuurstof (O) in verschillende vaten, werden respectievelijk 10 g en 15 g zwaveltrioxide (SO ₃ ) verkregen .

Waarom werden zulke hoeveelheden zwaveltrioxide verkregen en andere niet?

Bereken ook de hoeveelheid zwavel die nodig is om te combineren met 36 g zuurstof en de verkregen massa zwaveltrioxide.

Deel A)

In de eerste container wordt 4 zwavel gemengd met X g zuurstof om 10 g trioxide te verkrijgen. Als de wet van behoud van massa wordt toegepast, kunnen we een oplossing vinden voor de massa zuurstof die gecombineerd is met de zwavel.

Zuurstofmassa = 10 g zuurstoftrioxide - 4 g zwavel.

= 6 g

In vat 2 wordt 6 g zwavel gemengd met X g zuurstof om 15 zwaveltrioxide te verkrijgen.

Massa zuurstof = 15 g zwaveltrioxide - 6 g zwavel

= 9 g

We gaan vervolgens verder met het berekenen van de O / S-ratio's voor elke container:

O / S-verhouding in situatie 1 = 6 g O / 4 g S.

= 1,5 / 1

O / S-verhouding in situatie 2 = 9 g O / 6 g S.

= 1,5 / 1

Dat is in overeenstemming met wat wordt vermeld in de wet van gedefinieerde verhoudingen, wat aangeeft dat elementen altijd in dezelfde verhouding combineren om een ​​bepaalde verbinding te vormen.

Daarom zijn de verkregen waarden correct en corresponderen deze met de toepassing van de wet.

Deel b)

In de vorige paragraaf is een waarde van 1,5 / 1 berekend voor de O / S-verhouding.

g zwavel = 36 zuurstof (1 g zwavel / 1,5 g zuurstof)

= 24 g

g zwaveltrioxide = 36 g zuurstof + 24 g zwavel

= 60 g

Chloor en magnesium

Chloor en magnesium worden gecombineerd in de verhouding van 2,95 g chloor op elke g magnesium. a) Bepaal de massa chloor en magnesium die nodig zijn om 25 g magnesiumchloride te verkrijgen. b) Wat is de procentuele samenstelling van magnesiumchloride?

Deel A)

Gebaseerd op de waarde 2,95 voor de Cl: Mg-verhouding, kan de volgende benadering worden gemaakt:

2,95 g Cl + 1 g Mg => 3,95 g MgCl ₂

Vervolgens:

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

Vervolgens wordt 18,67 g chloor gecombineerd met 6,33 g magnesium om 25 g magnesiumchloride te produceren.

Deel b)

Bereken eerst de molecuulmassa van magnesiumchloride, MgCl ₂ :

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

= 95,3 g / mol

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

= 25,5%

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

= 74,5%

Wet van meerdere proporties of de wet van Dalton

De wet werd in 1803 uitgevaardigd door de Franse chemicus en meteoroloog John Dalton, op basis van zijn observaties met betrekking tot de reacties van atmosferische gassen.

De wet werd op de volgende manier geformuleerd: "Wanneer elementen worden gecombineerd om meer dan één verbinding te geven, voegt een variabele massa van een van hen een vaste massa van de andere samen en de eerste heeft een relatie tussen canonieke en onduidelijke getallen".

Ook: "Wanneer twee elementen worden gecombineerd om verschillende verbindingen te veroorzaken, gegeven een vaste hoeveelheid van een ervan, zijn de verschillende hoeveelheden van het andere element die gecombineerd worden met de genoemde vaste hoeveelheid om de verbindingen te produceren, gerelateerd aan eenvoudige gehele getallen."

John Dalton maakte de eerste moderne beschrijving van het atoom als een onderdeel van chemische elementen, toen hij erop wees dat de elementen bestaan ​​uit ondeelbare deeltjes die atomen worden genoemd.

Bovendien stelde hij dat verbindingen worden gevormd wanneer atomen van verschillende elementen met elkaar worden gecombineerd in eenvoudige verhoudingen van hele getallen.

Dalton voltooide het onderzoekswerk van Proust. Hij wees op het bestaan ​​van twee tinoxiden, met percentages van 88,1% en 78,7% tin met de overeenkomstige percentages zuurstof, respectievelijk 11,9% en 21,3%.

-Berekeningen

Water en waterstofperoxide

Laat zien dat de verbindingen water, H ₂ O en waterstofperoxide, H ₂ O ₂ , voldoen aan de wet van meerdere verhoudingen.

Atoomgewichten van de elementen: H = 1 g / mol en zuurstof = 16 g / mol.

Molecuulgewichten van de verbindingen: H ₂ O = 18 g / mol en H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Waterstof is het element met een vaste hoeveelheid in H ₂ O en H ₂ O ₂ , dus de verhoudingen tussen O en H in beide verbindingen zullen worden vastgesteld.

O / H-verhouding in H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

O / H-verhouding in H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Verband tussen beide verhoudingen = (16/1) / (8/1)

= 2

Dus de O / H-verhouding van waterstofperoxide tot water is 2, een eenvoudig geheel getal. Daarom wordt naleving van de wet van meervoudige verhoudingen aangetoond.

Stikstofoxiden

Welke massa zuurstof combineert met 3,0 g stikstof in a) stikstofmonoxide, NO en b) stikstofdioxide, NO ₂ . Laat zien dat NO en NO ₂ voldoen aan de wet van meervoudige verhoudingen.

Massa stikstof = 3 g

Atoomgewichten: stikstof, 14 g / mol, en zuurstof, 16 g / mol.

Berekeningen

In NO combineert één N-atoom met 1 O-atoom, dus de massa zuurstof die wordt gecombineerd met 3 g stikstof kan worden berekend met behulp van de volgende benadering:

g O = g stikstof · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

In NO ₂ combineert één N-atoom met 2 O-atomen, dus de massa zuurstof die wordt gecombineerd is:

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

= 6,86 g O

O / N-verhouding in NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1.143

O / N-verhouding in NO ₂ = 6,86 g O / 3 g N

= 2.282

Waarde van de relatie tussen de O / N-verhoudingen = 2.282 / 1.143

= 2

De waarde van de O / N-verhouding is dus 2, een eenvoudig geheel getal. Daarom is de wet van meerdere verhoudingen vervuld.

Wet van wederzijdse proporties

Deze wet, opgesteld door Richter en Carl F. Wenzel afzonderlijk, stelt vast dat de massaverhoudingen van twee verbindingen met een gemeenschappelijk element, het mogelijk maken om de verhouding van een derde verbinding tussen de andere elementen te bepalen als ze reageren.

Als u bijvoorbeeld de twee verbindingen AB en CB heeft, kunt u zien dat het gemeenschappelijke element B.

De wet van Richter-Wenzel of wederkerige verhoudingen zegt dat, wetende hoeveel van A reageert met B om AB te geven, en hoeveel van C reageert met B om CB te geven, we de massa van A kunnen berekenen die nodig is om te reageren met een massa van C om AC te vormen.

En het resultaat is dat de verhouding A: C of A / C een veelvoud of een submultipel moet zijn van A / B of C / B. Aan deze wet wordt echter niet altijd voldaan, vooral niet wanneer de elementen verschillende oxidatietoestanden vertonen.

Van alle fundamentele wetten is dit misschien wel de meest "abstracte" of gecompliceerde. Maar als je het vanuit wiskundig oogpunt analyseert, zul je zien dat het alleen uit omrekeningsfactoren en annuleringen bestaat.

-Voorbeelden

Methaan

Als bekend is dat 12 g koolstof reageert met 32 ​​g zuurstof om kooldioxide te vormen; en dat, anderzijds, 2 g waterstof reageert met 16 g zuurstof water vormen, wordt de massaverhoudingen C / O en H / O CO ₂ en H ₂ O, respectievelijk , kunnen worden geschat .

Bij het berekenen van C / O en H / O hebben we:

C / O = 12 g C / 32 g O

= 3/8

H / O = 2 g H / 16 g O

= 1/8

Zuurstof is het gemeenschappelijke element, en u wilt weten hoeveel koolstof reageert met waterstof om methaan te produceren; dat wil zeggen, u wilt C / H (of H / C) berekenen. Het is dus nodig om een ​​verdeling te maken van de vorige verhoudingen om te laten zien of de wederkerigheid is vervuld of niet:

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

Merk op dat op deze manier de O's worden geannuleerd en C / H blijft:

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

= 3

En 3 is een veelvoud van 3/8 (3/8 x 8). Dit betekent dat 3 g C reageert met 1 g H om methaan te geven. Maar om het te vergelijken met CO ₂ , vermenigvuldig je C / H met 4, wat gelijk is aan 12; dit geeft 12 g C dat reageert met 4 g H om methaan te vormen, wat ook waar is.

Magnesiumsulfide

Als bekend is dat 24 g magnesium reageert met 2 g waterstof om magnesiumhydride te vormen; Verder reageert 32 g zwavel met 2 g waterstof om waterstofsulfide te vormen, het gemeenschappelijke element is waterstof en we willen Mg / S berekenen uit Mg / H en H / S.

Als we vervolgens Mg / H en H / S afzonderlijk berekenen, hebben we:

Mg / H = 24 g Mg / 2 g H

= 12

H / S = 2 g H / 32 g S.

= 1/16

Het is echter handig om S / H te gebruiken om de H te annuleren. Daarom is S / H gelijk aan 16. Zodra dit is gebeurd, gaan we verder met het berekenen van Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

En 3/4 is een veelvoud van 12 (3/4 x 16). De Mg / S-verhouding geeft aan dat 3 g Mg reageert met 4 g zwavel om magnesiumsulfide te vormen. U moet Mg / S echter met 8 vermenigvuldigen om het te kunnen vergelijken met Mg / H. Dus 24 g Mg reageert met 32 ​​g zwavel om dit metaalsulfide te geven.

Aluminiumchloride

Het is bekend dat 35,5 g Cl reageert met 1 g H om HCl te vormen. Ook reageert 27 g Al met 3 g H om AlH ₃ te vormen . Zoek het aandeel aluminiumchloride en bepaal of die verbinding voldoet aan de wet van Richter-Wenzel.

Nogmaals, we gaan verder met het afzonderlijk berekenen van Cl / H en Al / H:

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

= 35,5

Al / H = 27 g Al / 3 g H

= 9

Nu wordt Al / Cl berekend:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 of 1/4 (eigenlijk 0,253)

Dat wil zeggen, 0,250 g Al reageert met 1 g Cl om het overeenkomstige zout te vormen. Maar nogmaals, Al / Cl moet worden vermenigvuldigd met een getal waarmee het (gemakshalve) kan worden vergeleken met Al / H.

Onjuistheden in de berekening

Al / Cl wordt vervolgens vermenigvuldigd met 108 (27 / 0,250), wat 27 g Al oplevert die reageert met 108 g Cl. Dit is niet precies het geval. Als we bijvoorbeeld de waarde 0,253 keer Al / Cl nemen, en deze vermenigvuldigen met 106,7 (27 / 0,253), dan hebben we dat 27 g Al reageert met 106,7 g Cl; wat dichter bij de werkelijkheid ligt (AlCl ₃ , met een PA van 35,5 g / mol voor Cl).

Hier zien we hoe de wet van Richter kan haperen over precisie en het misbruik van decimalen.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Flores, J. Química (2002). Redactioneel Santillana.
3. Joaquín San Frutos Fernández. (sf). De overwegingen en volumetrische wetten. Hersteld van: encina.pntic.mec.es
4. Toppr. (sf). Wetten van chemische combinatie. Hersteld van: toppr.com
5. Briljant. (2019). Wetten van chemische combinatie. Hersteld van: brilliant.org
6. Chemie LibreTexts. (2015, 15 juli). Fundamentele chemische wetten. Hersteld van: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 januari 2019). Wet van behoud van massa. Hersteld van: thoughtco.com