QUALI SONO LE LEGGI DEL PESO DELLA CHIMICA? (ESEMPI) - CHIMICA - 2025

Le leggi ponderali della chimica sono quelle che hanno dimostrato che le masse delle sostanze che reagiscono non lo fanno in modo arbitrario o casuale; ma mantenendo una proporzione matematica costante di numeri interi o sottomultipli di essi, in cui gli atomi degli elementi non vengono né creati né distrutti.

In passato, stabilire queste leggi richiedeva sforzi straordinari di ragionamento; perché anche se ora sembra troppo ovvio, prima che le masse atomiche e molecolari degli elementi o dei composti, rispettivamente, non fossero nemmeno conosciute.

Fonte: Jeff Keyzer di Austin, TX, USA

Poiché non si sapeva esattamente quanto fosse uguale una mole di atomi di ciascun elemento, i chimici nel XVIII e XIX secolo dovettero fare affidamento sulle masse reagenti. Così rudimentali equilibri analitici (immagine in alto) erano compagni inseparabili durante le centinaia di esperimenti richiesti per stabilire le leggi sul peso.

È per questo motivo che quando studi queste leggi della chimica ti imbatti in misurazioni di massa in ogni momento. Grazie a ciò, estrapolando i risultati degli esperimenti, si è scoperto che i composti chimici puri si formano sempre con la stessa proporzione di massa dei loro elementi costitutivi.

Legge di conservazione della massa

Questa legge dice che in una reazione chimica, la massa totale dei reagenti è uguale alla massa totale dei prodotti; fintanto che il sistema considerato è chiuso e non c'è scambio di massa ed energia con l'ambiente circostante.

In una reazione chimica, le sostanze non scompaiono, ma si trasformano in altre sostanze di uguale massa; da qui la famosa frase: "nulla si crea, nulla si distrugge, tutto si trasforma".

Storicamente, la legge di conservazione della massa in una reazione chimica fu proposta per la prima volta nel 1756 da Mikhail Lomonsov, che mostrò i risultati dei suoi esperimenti nel suo diario.

Successivamente, nel 1774, Antoine Levoisier, chimico francese, presentò i risultati dei suoi esperimenti che consentirono di stabilirlo; che alcuni chiamano anche Legge di Lavoisier.

-Lavoisier esperimenti

Ai tempi di Lavoisier (1743-1794), c'era la teoria del flogisto, secondo la quale i corpi avevano la capacità di prendere fuoco o bruciare. Gli esperimenti di Lavoisier hanno permesso di scartare questa teoria.

Lavoisier ha condotto numerosi esperimenti sulla combustione dei metalli. Ha pesato attentamente i materiali prima e dopo la combustione in un contenitore chiuso, scoprendo che c'era un apparente aumento di peso.

Ma Lavoiser, sulla base della sua conoscenza del ruolo dell'ossigeno nella combustione, ha concluso che l'aumento di peso nella combustione era dovuto all'incorporazione dell'ossigeno nel materiale che brucia. Nasce il concetto di ossidi metallici.

Pertanto, la somma delle masse dei metalli sottoposti a combustione e dell'ossigeno è rimasta invariata. Questa conclusione ha permesso l'istituzione della legge di conservazione della massa.

-Bilanciamento delle equazioni

La legge di conservazione delle masse ha stabilito la necessità di bilanciare le equazioni chimiche, garantendo che il numero di tutti gli elementi coinvolti in una reazione chimica, sia come reagenti che come prodotti, sia esattamente lo stesso.

Questo è un requisito essenziale per la precisione dei calcoli stechiometrici da eseguire.

-Calculations

Talpe d'acqua

Quante moli di acqua si possono produrre durante la combustione di 5 moli di metano in eccesso di ossigeno? Mostra anche che vale la legge di conservazione della materia.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

Osservando l'equazione bilanciata della reazione, si conclude che 1 mole di metano produce 2 moli di acqua.

Il problema può essere risolto direttamente con un approccio semplice, poiché non abbiamo 1 mole ma 5 moli di CH ₄ :

Moli di acqua = 5 moli di CH ₄ (2 moli di H ₂ O / 1 mole di CH ₄ )

= 10

Ciò equivarrebbe a 180 g di H ₂ O. Si sono _formati anche 5 mol o 220 g di CO ₂ , che è pari a una massa totale di 400 g di prodotti.

Pertanto, affinché la legge di conservazione della materia sia soddisfatta, devono reagire 400 g di reagenti; Ne più ne meno. Di questi 400 g, 80 g corrispondono a 5 moli di CH ₄ (moltiplicate per la sua massa molecolare di 16 g / mol) e 320 g corrispondono a 10 moli di O ₂ (allo stesso modo per la sua massa molecolare di 32 g / mol ).

Combustione di un nastro di magnesio

Un nastro di magnesio da 1,50 g è stato bruciato in un contenitore chiuso contenente 0,80 g di ossigeno. Dopo la combustione, nel contenitore sono rimasti 0,25 g di ossigeno. a) Quale massa di ossigeno ha reagito? b) Quanto ossido di magnesio si è formato?

La massa di ossigeno che ha reagito si ottiene per semplice differenza.

Massa di ossigeno consumato = (massa iniziale - massa residua) ossigeno

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Secondo la legge di conservazione della massa,

Massa di ossido di magnesio = massa di magnesio + massa di ossigeno

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Legge di proporzioni definite

Joseph Louis Proust (1754-1826), chimico francese, si rese conto che in una reazione chimica gli elementi chimici reagiscono sempre in proporzioni fisse di masse per formare uno specifico composto puro; pertanto, la sua composizione è costante, indipendentemente dalla fonte o dall'origine, o da come è sintetizzata.

Proust nel 1799 enunciò la legge delle proporzioni definite, che afferma che: "Quando due o più elementi si combinano per formare un composto, lo fanno in un rapporto di massa fisso". Quindi, questo rapporto è fisso e non dipende dalla strategia seguita per la preparazione del composto.

Questa legge è anche conosciuta come la legge della composizione costante, che afferma che: "Ogni composto chimico in uno stato di purezza contiene sempre gli stessi elementi, in una proporzione costante di massa".

-Illustrazione della legge

Il ferro (Fe) reagisce con lo zolfo (S) per formare solfuro di ferro (FeS), si possono notare tre situazioni (1, 2 e 3):

Per trovare la proporzione in cui gli elementi si combinano, dividi la massa maggiore (Fe) per la massa minore (S). Il calcolo fornisce un rapporto di 1,75: 1. Questo valore si ripete nelle tre condizioni date (1, 2 e 3), dove si ottiene la stessa proporzione nonostante si utilizzino masse differenti.

Cioè, 1,75 g di Fe vengono combinati con 1,0 g di S per dare 2,75 g di FeS.

-Applicazioni

Applicando questa legge, si possono conoscere esattamente le masse degli elementi che devono essere combinati per ottenere una massa desiderata di un composto.

In questo modo, è possibile ottenere informazioni sulla massa in eccesso di alcuni degli elementi coinvolti in una reazione chimica o se nella reazione è presente un reagente limitante.

Inoltre, viene applicato per conoscere la composizione centesimale di un composto e, in base a quest'ultimo, è possibile stabilire la formula di un composto.

Composizione centesimale di un composto

L'anidride carbonica (CO ₂ ) si forma nella seguente reazione:

C + O ₂ => CO ₂

12 g di carbonio combinano 32 g di ossigeno per dare 44 g di anidride carbonica.

Quindi la percentuale di carbonio è uguale

Percentuale di carbonio = (12 g / 44 g) 100%

= 27,3%

Percentuale di ossigeno = (32 g / 44 g) 100%

Percentuale di ossigeno = 72,7%

Usando l'affermazione della Legge della Composizione Costante, si può notare che l'anidride carbonica è sempre composta dal 27,3% di carbonio e dal 72,7% di ossigeno.

-Calculations

Anidride solforica

Facendo reagire in diversi recipienti 4 ge 6 g di zolfo (S) con ossigeno (O), rispettivamente 10 ge 15 g di anidride solforica (SO ₃ ).

Perché sono state ottenute tali quantità di anidride solforica e non altre?

Calcolare anche la quantità di zolfo necessaria per combinare con 36 g di ossigeno e la massa di anidride solforica ottenuta.

Parte A)

Nel primo contenitore 4 di zolfo vengono miscelati con X g di ossigeno per ottenere 10 g di triossido. Se viene applicata la legge di conservazione della massa, possiamo risolvere per la massa di ossigeno che combinata con lo zolfo.

Massa di ossigeno = 10 g di triossido di ossigeno - 4 g di zolfo.

= 6 g

Nel recipiente 2 6 g di zolfo vengono miscelati con X g di ossigeno per ottenere 15 di anidride solforica.

Massa di ossigeno = 15 g di anidride solforica - 6 g di zolfo

= 9 g

Procediamo quindi a calcolare i rapporti O / S per ogni contenitore:

Rapporto O / S nella situazione 1 = 6 g O / 4 g S

= 1,5 / 1

Rapporto O / S nella situazione 2 = 9 g O / 6 g S

= 1,5 / 1

Il che è in accordo con quanto affermato nella legge delle proporzioni definite, che afferma che gli elementi si combinano sempre nella stessa proporzione per formare un certo composto.

Pertanto, i valori ottenuti sono corretti e quelli che corrispondono all'applicazione della Legge.

Parte b)

Nella sezione precedente, è stato calcolato un valore di 1,5 / 1 per il rapporto O / S.

g di zolfo = 36 di ossigeno (1 g di zolfo / 1,5 g di ossigeno)

= 24 g

g di anidride solforica = 36 g di ossigeno + 24 g di zolfo

= 60 g

Cloro e magnesio

Cloro e magnesio vengono combinati nel rapporto di 2,95 g di cloro per ogni g di magnesio. a) Determinare le masse di cloro e magnesio necessarie per ottenere 25 g di cloruro di magnesio. b) Qual è la composizione percentuale del cloruro di magnesio?

Parte A)

In base al valore 2,95 per il rapporto Cl: Mg, è possibile adottare il seguente approccio:

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

Poi:

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

= 18,67

g di Mg = 25 g di MgCl ₂ · (1 g Mg / 3,95 g MgCl ₂ )

= 6,33

Quindi 18,67 g di cloro vengono combinati con 6,33 g di magnesio per produrre 25 g di cloruro di magnesio.

Parte b)

Prima calcola la massa molecolare del cloruro di magnesio, MgCl ₂ :

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

= 95,3 g / mol

Percentuale di magnesio = (24,3 g / 95,3 g) x 100%

= 25,5%

Percentuale di cloro = (71 g / 95,3 g) x 100%

= 74,5%

Legge delle proporzioni multiple o legge di Dalton

La Legge fu enunciata nel 1803 dal chimico e meteorologo francese John Dalton, sulla base delle sue osservazioni sulle reazioni dei gas atmosferici.

La legge era formulata nel modo seguente: "Quando gli elementi sono combinati per dare più di un composto, una massa variabile di uno di essi si unisce a una massa fissa dell'altro e il primo ha come relazione di numeri canonici e indistinti".

Inoltre: "Quando due elementi vengono combinati per dare origine a composti diversi, data una quantità fissa di uno di essi, le diverse quantità dell'altro elemento che si combinano con detta quantità fissa per produrre i composti, sono in relazione a numeri interi semplici".

John Dalton ha fatto la prima descrizione moderna dell'atomo come componente di elementi chimici, quando ha sottolineato che gli elementi sono costituiti da particelle indivisibili chiamate atomi.

Inoltre, ha postulato che i composti si formano quando atomi di elementi diversi si combinano tra loro in semplici rapporti di numeri interi.

Dalton ha completato i lavori investigativi di Proust. Ha evidenziato l'esistenza di due ossidi di stagno, con percentuali dell'88,1% e 78,7% di stagno con le corrispondenti percentuali di ossigeno, rispettivamente 11,9% e 21,3%.

-Calculations

Acqua e perossido di idrogeno

Mostra che i composti acqua, H ₂ O e perossido di idrogeno, H ₂ O ₂ , soddisfano la legge delle proporzioni multiple.

Pesi atomici degli elementi: H = 1 g / mol e ossigeno = 16 g / mol.

Pesi molecolari dei composti: H ₂ O = 18 g / mol e H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

L'idrogeno è l'elemento con una quantità fissa in H ₂ O e H ₂ O ₂ , quindi verranno stabilite le proporzioni tra O e H in entrambi i composti.

Rapporto O / H in H ₂ O = (16 g / mol) / (2 g / mol)

= 8/1

Rapporto O / H in H ₂ O ₂ = (32 g / mol) / (2 g / mol)

= 16/1

Relazione tra entrambe le proporzioni = (16/1) / (8/1)

= 2

Quindi il rapporto O / H del perossido di idrogeno in acqua è 2, un numero intero semplice. Pertanto, viene dimostrata la conformità con la legge delle proporzioni multiple.

Ossido d'azoto

Quale massa di ossigeno si combina con 3,0 g di azoto in a) ossido nitrico, NO eb) biossido di azoto, NO ₂ . Dimostrare che NO e NO ₂ rispettano la Legge delle proporzioni multiple.

Massa di azoto = 3 g

Pesi atomici: azoto, 14 g / mol e ossigeno, 16 g / mol.

calcoli

In NO, un atomo di N si combina con 1 atomo di O, quindi la massa di ossigeno che si combina con 3 g di azoto può essere calcolata utilizzando il seguente approccio:

g di O = g azoto · (PA. O / PA. N)

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

= 3,43 g O

In NO ₂ , un atomo di N si combina con 2 atomi di O, quindi la massa di ossigeno combinata è:

g di ossigeno = 3 g (32 g / mol / 14 g / mol)

= 6,86 g O

Rapporto O / N in NO = 3,43 g O / 3 g N

= 1.143

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

= 2.282

Valore della relazione tra le proporzioni O / N = 2.282 / 1.143

= 2

Quindi, il valore del rapporto O / N è 2, un numero intero semplice. Pertanto, la legge delle proporzioni multiple è soddisfatta.

Legge delle proporzioni reciproche

Questa legge formulata separatamente da Richter e Carl F. Wenzel, stabilisce che le proporzioni di massa di due composti con un elemento in comune, consentono di determinare la proporzione di un terzo composto tra gli altri elementi se reagiscono.

Ad esempio, se hai i due composti AB e CB, puoi vedere che l'elemento comune è B.

La legge di Richter-Wenzel o proporzioni reciproche dice che, sapendo quanto di A reagisce con B per dare AB, e quanto di C reagisce con B per dare CB, possiamo calcolare la massa di A che è necessaria per reagire con a massa di C per formare AC.

E il risultato è che il rapporto A: C o A / C deve essere un multiplo o sottomultiplo di A / B o C / B. Tuttavia, questa legge non è sempre soddisfatta, soprattutto quando gli elementi presentano diversi stati di ossidazione.

Di tutte le leggi ponderali questa è forse la più "astratta" o complicata. Ma se lo analizzi da un punto di vista matematico, si vedrà che è costituito solo da fattori di conversione e annullamenti.

-examples

Metano

Se è noto che 12 g di carbonio reagiscono con 32 g di ossigeno per formare anidride carbonica; e che, d'altra parte, 2 g di idrogeno reagiscono con 16 g di ossigeno per formare acqua, quindi si possono stimare le proporzioni di massa C / O e H / O per CO ₂ e H ₂ O, rispettivamente.

Calcolando C / O e H / O abbiamo:

C / O = 12 g C / 32 g O

= 3/8

H / O = 2 g H / 16 g O

= 1/8

L'ossigeno è l'elemento comune, e vuoi sapere quanto carbonio reagisce con l'idrogeno per produrre metano; cioè, vuoi calcolare C / H (o H / C). Quindi, è necessario fare una divisione delle proporzioni precedenti per mostrare se la reciprocità è soddisfatta o meno:

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

Notare che in questo modo gli O vengono cancellati e C / H rimane:

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

= 3

E 3 è un multiplo di 3/8 (3/8 x 8). Ciò significa che 3 g di C reagiscono con 1 g di H per dare metano. Ma, per poterlo confrontare con la CO ₂ , moltiplicare C / H per 4, che è uguale a 12; questo dà 12 g di C che reagisce con 4 g di H per formare metano, il che è anche vero.

Solfuro di magnesio

Se è noto che 24 g di magnesio reagiscono con 2 g di idrogeno per formare idruro di magnesio; Inoltre 32 g di zolfo reagiscono con 2 g di idrogeno formando idrogeno solforato, l'elemento in comune è l'idrogeno e si vuole calcolare Mg / S da Mg / H e H / S.

Quindi calcolando Mg / H e H / S separatamente, abbiamo:

Mg / H = 24g Mg / 2g H

= 12

H / S = 2 g H / 32 g S

= 1/16

Tuttavia, è conveniente usare S / H per annullare H. Pertanto, S / H è uguale a 16. Dopodiché, procediamo a calcolare Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

E 3/4 è un sottomultiplo di 12 (3/4 x 16). Il rapporto Mg / S indica che 3 g di Mg reagiscono con 4 g di zolfo formando solfuro di magnesio. Tuttavia, devi moltiplicare Mg / S per 8 per poterlo confrontare con Mg / H. Quindi, 24 g di Mg reagiscono con 32 g di zolfo per dare questo solfuro di metallo.

Cloruro di alluminio

È noto che 35,5 g di Cl reagiscono con 1 g di H per formare HCl. Inoltre, 27 g di Al reagiscono con 3 g di H per formare AlH ₃ . Trova la proporzione di cloruro di alluminio e indica se quel composto obbedisce alla legge Richter-Wenzel.

Di nuovo, procediamo a calcolare Cl / H e Al / H separatamente:

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

= 35,5

Al / H = 27 g Al / 3 g H

= 9

Ora, Al / Cl viene calcolato:

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

= 9 / 35,5

≈ 0,250 o 1/4 (in realtà 0,253)

Cioè, 0,250 g di Al reagiscono con 1 g di Cl per formare il sale corrispondente. Ma, ancora una volta, Al / Cl deve essere moltiplicato per un numero che ne consenta il confronto (per comodità) con Al / H.

Imprecisioni nel calcolo

Al / Cl viene quindi moltiplicato per 108 (27 / 0,250), dando 27 g di Al che reagisce con 108 g di Cl. Non è esattamente così. Se prendiamo ad esempio il valore 0,253 volte Al / Cl, e lo moltiplichiamo per 106,7 (27 / 0,253), avremo che 27 g di Al reagiscono con 106,7 g di Cl; che è più vicino alla realtà (AlCl ₃ , con un PA di 35,5 g / mol per Cl).

Qui vediamo come la legge di Richter può iniziare a vacillare per la precisione e l'uso improprio dei decimali.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
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5. Brillante. (2019). Leggi della combinazione chimica. Estratto da: bright.org
6. Chemistry LibreTexts. (2015, 15 luglio). Leggi chimiche fondamentali. Recupero da: chem.libretexts.org
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 gennaio 2019). Legge di conservazione della massa. Estratto da: thoughtco.com