WAS SIND DIE GEWICHTSGESETZE DER CHEMIE? (BEISPIELE) - CHEMIE - 2025

Die ponderalen Gesetze der Chemie sind diejenigen, die gezeigt haben, dass die Massen der Substanzen, die reagieren, dies nicht auf willkürliche oder zufällige Weise tun; aber durch Aufrechterhaltung eines konstanten mathematischen Anteils ganzer 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, waren vorher die Atom- und Molekularmassen der Elemente bzw. Verbindungen nicht einmal bekannt.

Quelle: Jeff Keyzer aus Austin, TX, USA

Da nicht genau bekannt war, wie viel ein Mol Atome jedes Elements entsprach, mussten sich Chemiker im 18. und 19. Jahrhundert auf die Reaktantenmassen verlassen. Während der Hunderte von Experimenten, die zur Festlegung von Gewichtsgesetzen 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 Versuchsergebnisse wurde entdeckt, dass reine chemische Verbindungen immer mit dem gleichen Massenanteil ihrer Bestandteile gebildet werden.

Gesetz der Erhaltung der Masse

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 dies ermöglichten. was manche auch Lavoisier-Gesetz nennen.

-Lavoisier-Experimente

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 offensichtlich zu einer Gewichtszunahme kam.

Lavoiser gelangte 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.

-Gleichgewicht der Gleichungen

Das Gesetz zur Erhaltung der Massen legte die Notwendigkeit fest, chemische Gleichungen auszugleichen, um sicherzustellen, dass die Anzahl aller an einer chemischen Reaktion beteiligten Elemente, sowohl als Reaktanten als auch als Produkte, genau gleich ist.

Dies ist eine wesentliche Voraussetzung für die Genauigkeit der durchzuführenden stöchiometrischen Berechnungen.

-Berechnungen

Wassermole

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 gilt.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O.

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 _{4 haben} :

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

= 10

Dies würde 180 g H ₂ O entsprechen. Es wurden auch 5 Mol oder 220 g CO _{2 gebildet} , was einer Gesamtmasse von 400 g Produkten entspricht.

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 CH ₄ (multipliziert mit seiner Molmasse von 16 g / mol) und 320 g entsprechen 10 Mol O ₂ (auf die gleiche Weise mit seiner Molmasse von 32 g / mol) ).

Verbrennung eines Magnesiumbandes

Ein 1,50 g Magnesiumband wurde in einem geschlossenen Behälter mit 0,80 g Sauerstoff verbrannt. Nach der Verbrennung blieben 0,25 g Sauerstoff im Behälter. a) Welche Sauerstoffmasse reagierte? b) Wie viel Magnesiumoxid wurde gebildet?

Die Masse des reagierten Sauerstoffs wird durch einen einfachen Unterschied erhalten.

Verbrauchte Sauerstoffmasse = (Anfangsmasse - Restmasse) Sauerstoff

= 0,80 g - 0,25 g

= 0,55 g O ₂ (a)

Nach dem Gesetz der Massenerhaltung,

Masse Magnesiumoxid = Masse Magnesium + Masse Sauerstoff

= 1,50 g + 0,55 g

= 2,05 g MgO (b)

Gesetz bestimmter Proportionen

Joseph Louis Proust (1754–1826), französischer Chemiker, erkannte, dass bei einer chemischen Reaktion die chemischen Elemente immer in festen Massenanteilen unter Bildung einer bestimmten reinen Verbindung reagieren; 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 also festgelegt und hängt nicht von der Strategie ab, die für die 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."

-Illustration des Gesetzes

Eisen (Fe) reagiert mit Schwefel (S) unter Bildung von Eisensulfid (FeS). Drei Situationen können festgestellt werden (1, 2 und 3):

Teilen Sie die größere Masse (Fe) durch die kleinere Masse (S), um den Anteil zu ermitteln, in dem sich die Elemente verbinden. 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.

-Anwendungen

Durch Anwendung dieses Gesetzes kann man genau die Massen der Elemente kennen, die kombiniert werden müssen, um eine gewünschte Masse einer Verbindung zu erhalten.

Auf diese Weise können Informationen über die überschüssige Masse einiger an einer chemischen Reaktion beteiligter 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.

Centesimale Zusammensetzung einer Verbindung

Bei der folgenden Reaktion entsteht Kohlendioxid (CO ₂ ):

C + O ₂ => CO ₂

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%

Anhand des Gesetzes über die konstante Zusammensetzung kann festgestellt werden, dass Kohlendioxid immer aus 27,3% Kohlenstoff und 72,7% Sauerstoff besteht.

-Berechnungen

Schwefeltrioxid

Durch Umsetzen in verschiedenen Gefäßen wurden 4 g und 6 g Schwefel (S) mit Sauerstoff (O) erhalten, 10 g bzw. 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.

Teil A)

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 Gefäß 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 den Bestimmungen des Gesetzes über definierte 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.

Teil b)

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

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?

Teil A)

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 MgCl ₂

Dann:

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

Dann werden 18,67 g Chlor mit 6,33 g Magnesium kombiniert, um 25 g Magnesiumchlorid herzustellen.

Teil b)

Berechnen Sie zunächst die Molmasse von Magnesiumchlorid, MgCl ₂ :

Molekulargewicht MgCl ₂ = 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%

Gesetz von mehreren Proportionen oder Daltons Gesetz

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 einem 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 chemischer 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 Ganzzahlverhältnissen 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.

-Berechnungen

Wasser und Wasserstoffperoxid

Zeigen Sie, dass die Verbindungen Wasser H ₂ O und Wasserstoffperoxid H ₂ O ₂ das Gesetz der Mehrfachanteile erfüllen.

Atomgewichte der Elemente: H = 1 g / mol und Sauerstoff = 16 g / mol.

Molekulargewichte der Verbindungen: H ₂ O = 18 g / mol und H ₂ O ₂ = 34 g / mol.

Wasserstoff ist das Element mit einer festen Menge an H ₂ O und H ₂ O ₂ , so dass die Anteile zwischen O und H in beiden Verbindungen festgelegt werden.

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

= 8/1

O / H-Verhältnis in H ₂ O ₂ = (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.

Stickoxide

Welche Sauerstoffmasse verbindet sich mit 3,0 g Stickstoff in a) Stickoxid, NO und b) Stickstoffdioxid, NO ₂ . Zeigen Sie, dass NO und NO ₂ dem Gesetz der Mehrfachanteile entsprechen.

Stickstoffmasse = 3 g

Atomgewichte: Stickstoff 14 g / mol und Sauerstoff 16 g / mol.

Berechnungen

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 NO _{2 verbindet} sich ein N-Atom mit 2 O-Atomen, so dass die kombinierte Sauerstoffmasse ist:

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 NO ₂ = 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.

Gesetz der gegenseitigen Proportionen

Dieses von Richter und Carl F. Wenzel getrennt formulierte Gesetz legt fest, dass die Massenanteile zweier Verbindungen mit einem gemeinsamen Element den Anteil einer dritten Verbindung unter den anderen Elementen bestimmen können, 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, die benötigt wird, um mit a zu reagieren Masse von C zur Bildung von AC.

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 Sie es jedoch aus mathematischer Sicht analysieren, wird sich herausstellen, dass es nur aus Umrechnungsfaktoren und Stornierungen besteht.

-Beispiele

Methan

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, können die Massenverhältnisse C / O und H / O für CO ₂ bzw. H ₂ O geschätzt werden .

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. Es ist also notwendig, die vorherigen Proportionen zu teilen, um zu zeigen, ob die Gegenseitigkeit 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. Um es jedoch mit CO ₂ vergleichen zu können , 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.

Magnesiumsulfid

Wenn bekannt ist, dass 24 g Magnesium mit 2 g Wasserstoff unter Bildung von Magnesiumhydrid reagieren; Darüber hinaus reagieren 32 g Schwefel mit 2 g Wasserstoff unter Bildung von Schwefelwasserstoff. Das gemeinsame Element ist Wasserstoff, und wir möchten 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.

Aluminiumchlorid

Es ist bekannt, dass 35,5 g Cl mit 1 g H unter Bildung von HCl reagieren. 27 g Al reagieren auch mit 3 g H unter Bildung von AlH ₃ . Finden Sie den Anteil an Aluminiumchlorid und sagen Sie, ob diese 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 sollte Al / Cl mit einer Zahl multipliziert werden, die es ermöglicht, es (der Einfachheit halber) mit Al / H zu vergleichen.

Ungenauigkeiten bei der Berechnung

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 (AlCl ₃ , mit einem PA von 35,5 g / mol für Cl).

Hier sehen wir, wie Richters Gesetz über Präzision und den Missbrauch von Dezimalstellen ins Wanken geraten kann.

Verweise

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