ما هي قوانين الوزن في الكيمياء؟ (أمثلة) - كيمياء - 2025

و القوانين وزني الكيمياء هي تلك التي أظهرت أن جماهير المواد التي تتفاعل لا تفعل ذلك في تعسفيا أو بطريقة عشوائية؛ ولكن من خلال الحفاظ على نسبة رياضية ثابتة من الأعداد الصحيحة أو الأجزاء الفرعية منها ، حيث لا يتم إنشاء أو تدمير ذرات العناصر.

في الأوقات الماضية ، تطلب وضع هذه القوانين جهودًا غير عادية من التفكير ؛ لأنه على الرغم من أنه يبدو واضحًا للغاية الآن ، إلا أن الكتل الذرية والجزيئية للعناصر أو المركبات ، على التوالي ، لم تكن معروفة حتى.

المصدر: جيف كيزر من أوستن ، تكساس ، الولايات المتحدة الأمريكية

نظرًا لأنه لم يكن معروفًا بالضبط كم يساوي مول واحد من ذرات كل عنصر ، كان على الكيميائيين في القرنين الثامن عشر والتاسع عشر الاعتماد على الكتل المتفاعلة. لذلك كانت التوازنات التحليلية البدائية (الصورة العلوية) رفقاء لا ينفصلان خلال مئات التجارب المطلوبة لوضع قوانين الوزن.

لهذا السبب ، عندما تدرس قوانين الكيمياء هذه ، تصادف قياسات الكتلة في كل لحظة. بفضل هذا ، واستقراء نتائج التجارب ، تم اكتشاف أن المركبات الكيميائية النقية تتشكل دائمًا بنفس نسبة الكتلة من العناصر المكونة لها.

قانون حفظ الكتلة

ينص هذا القانون على أنه في تفاعل كيميائي ، تكون الكتلة الكلية للمتفاعلات مساوية للكتلة الكلية للنواتج ؛ طالما أن النظام المدروس مغلق ولا يوجد تبادل للكتلة والطاقة مع محيطه.

في تفاعل كيميائي ، لا تختفي المواد ، بل تتحول إلى مواد أخرى ذات كتلة متساوية ؛ ومن هنا جاءت العبارة الشهيرة: "لا شيء يُخلق ، لا شيء يتلف ، كل شيء يتحول".

تاريخيًا ، تم اقتراح قانون حفظ الكتلة في تفاعل كيميائي لأول مرة في عام 1756 من قبل ميخائيل لومونسوف ، الذي أظهر نتائج تجاربه في مجلته.

في وقت لاحق من عام 1774 ، قدم أنطوان ليفوازييه ، الكيميائي الفرنسي ، نتائج تجاربه التي سمحت بإثبات ذلك ؛ والذي يسميه البعض أيضًا قانون لافوازييه.

تجارب لافوازييه

في زمن لافوازييه (1743-1794) ، كانت هناك نظرية Phlogiston ، التي تنص على أن الأجسام لديها القدرة على الاشتعال أو الاحتراق. جعلت تجارب لافوازييه من الممكن تجاهل هذه النظرية.

أجرى لافوازييه العديد من تجارب احتراق المعادن. قام بوزن المواد بعناية قبل وبعد الاحتراق في حاوية مغلقة ، ووجد أن هناك زيادة واضحة في الوزن.

لكن لافوازر ، بناءً على معرفته بدور الأكسجين في الاحتراق ، خلص إلى أن زيادة الوزن في الاحتراق ترجع إلى دمج الأكسجين في مادة الاحتراق. ولد مفهوم الأكاسيد المعدنية.

لذلك ، ظل مجموع كتل المعادن المعرضة للاحتراق والأكسجين دون تغيير. سمح هذا الاستنتاج بوضع قانون الحفاظ على الكتلة.

- توازن المعادلات

أنشأ قانون حفظ الكتل الحاجة إلى موازنة المعادلات الكيميائية ، مما يضمن أن عدد العناصر المتضمنة في تفاعل كيميائي ، سواء كمواد متفاعلة أو كمنتجات ، هو نفسه تمامًا.

هذا مطلب أساسي لدقة الحسابات المتكافئة التي يتعين إجراؤها.

-العمليات الحسابية

مولات الماء

كم عدد مولات الماء التي يمكن إنتاجها أثناء احتراق 5 مولات من الميثان في الأكسجين الزائد؟ أظهر أيضًا أن قانون حفظ المادة صحيح.

CH ₄ + 2 O ₂ => CO ₂ + 2 H ₂ O

من خلال مراقبة المعادلة المتوازنة للتفاعل ، استنتج أن 1 مول من الميثان ينتج 2 مول من الماء.

يمكن حل المشكلة مباشرة باتباع نهج بسيط ، حيث لا يوجد لدينا مول واحد ولكن 5 مولات من الميثان ₄:

مولات الماء = 5 مولات من CH ₄ (2 مول من H ₂ O / 1 مول من CH ₄)

= 10

وهذا يعادل 180 جم من H ₂ O. كما _{تم تكوين} 5 جزيء جرامي أو 220 جم من ثاني أكسيد الكربون ، وهو ما يعادل الكتلة الإجمالية 400 جم من المنتجات.

وبالتالي ، من أجل الوفاء بقانون حفظ المادة ، يجب أن يتفاعل 400 جم من الكواشف ؛ لا أكثر ولا أقل. من بين 400 جم ، 80 جم يتوافق مع 5 مولات من الميثان ₄ (مضروبًا في كتلته الجزيئية 16 جم / مول) ، و 320 جم يتوافق مع 10 مولات من O ₂ (بنفس الطريقة بواسطة كتلته الجزيئية 32 جم / مول)).

احتراق شريط المغنيسيوم

تم حرق شريط مغنيسيوم 1.50 جم في وعاء مغلق يحتوي على 0.80 جم من الأكسجين. بعد الاحتراق ، بقي 0.25 غرام من الأكسجين في الحاوية. أ) ما هي كتلة الأكسجين التي تفاعلت؟ ب) ما هي كمية أكسيد المغنيسيوم المتكون؟

يتم الحصول على كتلة الأكسجين المتفاعلة باختلاف بسيط.

كتلة الأكسجين المستهلكة = (الكتلة الأولية - الكتلة المتبقية) الأكسجين

= 0.80 جم - 0.25 جم

= 0.55 جم O ₂ (أ)

وفقًا لقانون حفظ الكتلة ،

كتلة أكسيد المغنيسيوم = كتلة المغنيسيوم + كتلة الأكسجين

= 1.50 جم + 0.55 جم

= 2.05 جم MgO (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 ، فإن تكوينها ثابت ، بغض النظر عن المصدر أو الأصل ، أو كيفية تصنيعه.

أعلن بروست في عام 1799 عن قانون النسب المحددة ، والذي ينص على أنه: "عندما يتحد عنصران أو أكثر لتشكيل مركب ، فإنهم يفعلون ذلك بنسبة كتلة ثابتة". لذلك فهذه العلاقة ثابتة ولا تعتمد على الاستراتيجية المتبعة لتحضير المركب.

يُعرف هذا القانون أيضًا باسم قانون التركيب الثابت ، والذي ينص على أن: "كل مركب كيميائي في حالة نقاوة يحتوي دائمًا على نفس العناصر ، في نسبة ثابتة من الكتلة."

- توضيح القانون

يتفاعل الحديد (Fe) مع الكبريت (S) لتكوين كبريتيد الحديد (FeS) ، ويمكن ملاحظة ثلاث حالات (1 و 2 و 3):

لمعرفة النسبة التي تتحد بها العناصر ، اقسم الكتلة الأكبر (Fe) على الكتلة الأقل (S). يعطي الحساب نسبة 1.75: 1. تتكرر هذه القيمة في الشروط الثلاثة المعطاة (1 و 2 و 3) ، حيث يتم الحصول على نفس النسبة على الرغم من استخدام كتل مختلفة.

أي 1.75 جم من الحديد ممزوجًا مع 1.0 جم من S لإعطاء 2.75 جم من FeS.

-تطبيقات

من خلال تطبيق هذا القانون ، يمكن للمرء أن يعرف بالضبط كتل العناصر التي يجب دمجها للحصول على الكتلة المرغوبة للمركب.

بهذه الطريقة ، يمكن الحصول على معلومات حول الكتلة الزائدة لبعض العناصر المتضمنة في تفاعل كيميائي ، أو ما إذا كان هناك كاشف محدد في التفاعل.

بالإضافة إلى ذلك ، يتم تطبيقه لمعرفة التركيب المئوي 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 تجمع 32 جم من الأكسجين لتعطي 44 جم من ثاني أكسيد الكربون.

لذا 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 ملاحظة أن ثاني أكسيد الكربون يتكون دائمًا من 27.3٪ كربون و 72.7٪ أكسجين.

-العمليات الحسابية

ثالث أكسيد الكبريت

من خلال التفاعل في أوعية مختلفة ، تم الحصول على 4 جم و 6 جم من الكبريت (S) مع الأكسجين (O) ، و 10 جم و 15 جم من ثالث أكسيد الكبريت (SO ₃) ، على التوالي.

لماذا تم الحصول على مثل هذه الكميات من ثالث أكسيد الكبريت وليس غيرها؟

احسب أيضًا كمية الكبريت المطلوبة للاندماج مع 36 جم من الأكسجين وكتلة ثالث أكسيد الكبريت الذي تم الحصول عليه.

الجزء أ)

في الحاوية الأولى ، يتم خلط 4 من الكبريت مع X جم من الأكسجين للحصول على 10 جم من ثالث أكسيد. إذا تم تطبيق قانون الحفاظ على الكتلة ، فيمكننا إيجاد كتلة الأكسجين مجتمعة مع الكبريت.

كتلة الأكسجين = 10 جم من ثالث أكسيد الأكسجين - 4 جم من الكبريت.

= 6 جرام

في الوعاء 2 ، يتم خلط 6 جم 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 جرام

ثم ننتقل إلى حساب نسب O / S لكل حاوية:

نسبة O / S في الحالة 1 = 6 جم O / 4 جم S

= 1.5 / 1

نسبة O / S في الحالة 2 = 9 جم O / 6 جم S.

= 1.5 / 1

وهو ما يتوافق مع ما هو مذكور في قانون النسب المحددة ، والذي ينص على أن العناصر تتحد دائمًا بنفس النسبة لتكوين مركب معين.

لذلك ، 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 أكسجين (1 غرام من الكبريت / 1.5 غرام من الأكسجين)

= 24 جرام

جم من ثالث أكسيد الكبريت = 36 جم من الأكسجين + 24 جم من الكبريت

= 60 جرام

الكلور والمغنيسيوم

يتم الجمع بين الكلور والمغنيسيوم بنسبة 2.95 جم من الكلور لكل جم من المغنيسيوم. أ) حدد كتل الكلور والمغنيسيوم اللازمة للحصول على 25 جم من كلوريد المغنيسيوم. ب) ما هي النسبة المئوية لتركيب كلوريد المغنيسيوم؟

الجزء أ)

بناءً على القيمة 2.95 لنسبة Cl: Mg ، يمكن إجراء النهج التالي:

2.95 جم من Cl + 1 جم من Mg => 3.95 جم من MgCl ₂

ثم:

جرام Cl = 25 جم من MgCl ₂ · (2.95 جم Cl / 3.95 جم MgCl ₂)

= 18.67

جم من Mg = 25 جم من MgCl ₂ · (1 جم Mg / 3.95 جم MgCl ₂)

= 6.33

ثم يتم دمج 18.67 جم من الكلور مع 6.33 جم من المغنيسيوم لإنتاج 25 جم من كلوريد المغنيسيوم.

الجزء ب)

احسب أولاً الكتلة الجزيئية لكلوريد المغنيسيوم MgCl ₂:

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 النسب المتعددة أو قانون دالتون

أعلن الكيميائي وعالم الأرصاد الجوية الفرنسي جون دالتون القانون في عام 1803 ، بناءً على ملاحظاته المتعلقة بتفاعلات غازات الغلاف الجوي.

تم النص على القانون بالطريقة التالية: "عندما يتم الجمع بين العناصر لإعطاء أكثر من مركب واحد ، فإن الكتلة المتغيرة لأحدها تنضم إلى كتلة ثابتة من الأخرى ويكون الأول كعلاقة بين الأرقام الأساسية وغير المحددة".

أيضًا: "عندما يتم الجمع بين عنصرين لتكوين مركبات مختلفة ، نظرًا لكمية ثابتة لأحدهما ، فإن الكميات المختلفة للعنصر الآخر التي تتحد مع الكمية الثابتة المذكورة لإنتاج المركبات ، تكون مرتبطة بأعداد صحيحة بسيطة."

قدم جون دالتون أول وصف حديث للذرة كمكون لعناصر كيميائية ، عندما أشار إلى أن العناصر تتكون من جسيمات غير قابلة للتجزئة تسمى الذرات.

بالإضافة إلى ذلك ، افترض أن المركبات تتشكل عندما تتحد ذرات العناصر المختلفة مع بعضها البعض في نسب بسيطة للأرقام الصحيحة.

أكمل دالتون الأعمال الاستقصائية لبروست. وأشار إلى وجود اثنين من أكاسيد القصدير بنسبتي 88.1٪ و 78.7٪ من القصدير مع نسب الأكسجين المقابلة 11.9٪ و 21.3٪ على التوالي.

-العمليات الحسابية

الماء وبيروكسيد الهيدروجين

بيّن أن مركبات الماء ، H ₂ O ، وبيروكسيد الهيدروجين ، H ₂ O ₂ ، تتوافق مع قانون 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 عنصر بكمية ثابتة في H ₂ 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

لذا فإن نسبة O / H لبيروكسيد الهيدروجين إلى الماء هي 2 ، وهو عدد صحيح بسيط. لذلك ، يتم إثبات الامتثال لقانون النسب المتعددة.

أكاسيد النيتروجين

ما كتلة الأكسجين التي تتحد مع 3.0 جم من النيتروجين في أ) أكسيد النيتريك ، NO و b) ثاني أكسيد النيتروجين ، NO ₂. أظهر أن لا و NO ₂ يتوافقان مع قانون النسب المتعددة.

كتلة النيتروجين = 3 جم

الأوزان الذرية: نيتروجين ، 14 جم / مول ، وأكسجين ، 16 جم / مول.

العمليات الحسابية

في NO ، تتحد ذرة N واحدة مع 1 O ذرة ، لذلك يمكن حساب كتلة الأكسجين التي تتحد مع 3 جم من النيتروجين باستخدام الطريقة التالية:

غرام من O = غرام نيتروجين · (PA. O / PA. N)

= 3 جم (16 جم / مول / 14 جم / مول)

= 3.43 جرام O

في NO ₂ ، تتحد ذرة N واحدة مع ذرتي O ، وبالتالي فإن كتلة الأكسجين التي يتم دمجها هي:

غرام من الأكسجين = 3 جم (32 جم / مول / 14 جم / مول)

= 6.86 جرام O

نسبة O / N في NO = 3.43 جم O / 3 جم N

= 1143

نسبة O / N في NO ₂ = 6.86 جم O / 3 جم N

= 2،282

قيمة العلاقة بين نسب O / N = 2،282 / 1،143

= 2

إذن ، قيمة نسبة O / N هي 2 ، رقم صحيح بسيط. لذلك ، يتم استيفاء قانون النسب المتعددة.

قانون النسب المتبادلة

هذا القانون الذي صاغه ريختر وكارل ف. وينزل بشكل منفصل ، ينص على أن نسب الكتلة لمركبين مع عنصر مشترك ، يسمح بتحديد نسبة المركب الثالث بين العناصر الأخرى في حالة تفاعلها.

على سبيل المثال ، إذا كان لديك المركبان AB و CB ، يمكنك أن ترى أن العنصر المشترك هو B.

ينص قانون ريختر-وينزل أو النسب المتبادلة على أنه بمعرفة مقدار تفاعل A مع B لإعطاء AB ، ومقدار تفاعل C مع B لإعطاء CB ، يمكننا حساب كتلة A اللازمة للتفاعل مع كتلة C لتشكيل AC.

والنتيجة هي أن النسبة A: C أو A / C يجب أن تكون مضاعفة أو فرعية لـ A / B أو C / B. ومع ذلك ، لا يتم الوفاء بهذا القانون دائمًا ، خاصةً عندما تقدم العناصر حالات أكسدة مختلفة.

من بين جميع القوانين التأملية ، ربما يكون هذا هو الأكثر "تجريدًا" أو تعقيدًا. ولكن إذا قمت بتحليلها من وجهة نظر رياضية ، فسوف نلاحظ أنها تتكون فقط من عوامل التحويل والإلغاءات.

-أمثلة

الميثان

إذا كان من المعروف أن 12 جم من الكربون تتفاعل مع 32 جم من الأكسجين لتكوين ثاني أكسيد الكربون ؛ ومن ناحية أخرى ، يتفاعل 2 جم من الهيدروجين مع 16 جم من الأكسجين لتكوين الماء ، ثم يمكن تقدير نسب الكتلة C / O و H / O لـ CO ₂ و H ₂ O على التوالي.

حساب C / O و H / O لدينا:

C / O = 12 جم C / 32 جم O

= 3/8

H / O = 2g H / 16g O

= 1/8

الأكسجين هو العنصر المشترك ، وتريد أن تعرف مقدار تفاعل الكربون مع الهيدروجين لإنتاج الميثان ؛ وهذا يعني أنك تريد حساب C / H (أو H / C). بعد ذلك ، من الضروري إجراء تقسيم للنسب السابقة لإظهار ما إذا كانت المعاملة بالمثل تتحقق أم لا:

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

لاحظ أنه بهذه الطريقة يتم إلغاء O ويبقى C / H:

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

= 3

و 3 من مضاعفات 3/8 (3/8 × 8). هذا يعني أن 3 جم من C تتفاعل مع 1 جم من H لإعطاء الميثان. ولكن ، لتتمكن من مقارنتها بـ CO ₂ ، اضرب C / H في 4 ، وهو ما يساوي 12 ؛ هذا يعطي 12 جم من C الذي يتفاعل مع 4 جم من H لتكوين الميثان ، وهذا صحيح أيضًا.

كبريتيد المغنيسيوم

إذا كان من المعروف أن 24 جم من المغنيسيوم يتفاعل مع 2 جم من الهيدروجين لتكوين هيدريد المغنيسيوم ؛ علاوة على ذلك ، يتفاعل 32 جم من الكبريت مع 2 جم من الهيدروجين لتكوين كبريتيد الهيدروجين ، والعنصر المشترك هو الهيدروجين ونريد حساب Mg / S من Mg / H و H / S.

ثم بحساب 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 الملائم استخدام S / H لإلغاء H. لذلك ، S / H تساوي 16. بمجرد القيام بذلك ، نبدأ في حساب Mg / S:

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

= (12/16)

= 3/4

و 3/4 هو تابع فرعي لـ 12 (3/4 × 16). تشير نسبة Mg / S إلى أن 3 جم من Mg تتفاعل مع 4 جم من الكبريت لتكوين كبريتيد المغنيسيوم. ومع ذلك ، يجب عليك مضاعفة Mg / S في 8 لتتمكن من مقارنتها بـ Mg / H. وهكذا ، يتفاعل 24 جم من Mg مع 32 جم من الكبريت لإعطاء هذا المعدن من الكبريتيد.

كلوريد الألومنيوم

من المعروف أن 35.5 جم من Cl يتفاعل مع 1 جم من H لتشكيل حمض الهيدروكلوريك. أيضًا ، 27 جم من Al يتفاعل مع 3 جم من H لتشكيل AlH ₃. ابحث عن نسبة كلوريد الألومنيوم وحدد ما إذا كان هذا المركب يتوافق مع قانون ريختر-وينزل.

مرة أخرى ، ننتقل إلى حساب Cl / H و Al / H بشكل منفصل:

Cl / H = 35.5 جم Cl / 1 جم H.

= 35.5

Al / H = 27 جم Al / 3g H

= 9

الآن ، يتم حساب Al / Cl:

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

= 9 / 35.5

≈ 0.250 أو 1/4 (في الواقع 0.253)

وهذا يعني أن 0.250 جم من Al يتفاعل مع 1 جم من Cl لتكوين الملح المقابل. ولكن ، مرة أخرى ، يجب ضرب Al / Cl برقم يسمح بمقارنتها (للراحة) مع Al / H.

أخطاء في الحساب

يتم بعد ذلك ضرب Al / Cl في 108 (27 / 0.250) ، مما يعطي 27 جم من Al والذي يتفاعل مع 108 جم من Cl. هذا ليس هو الحال تمامًا. إذا أخذنا على سبيل المثال القيمة 0.253 مرة Al / Cl ، وضربناها في 106.7 (27 / 0.253) ، فسنحصل على 27 جم من Al تتفاعل مع 106.7 جم من Cl ؛ وهو أقرب إلى الواقع (AlCl ₃ ، مع PA 35.5 جم / مول لـ Cl).

هنا نرى كيف يمكن أن يبدأ قانون ريختر في التعثر بسبب الدقة وإساءة استخدام الكسور العشرية.

المراجع

1. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
2. فلوريس ، جيه كيميكا (2002). الافتتاحية Santillana.
3. خواكين سان فروتوس فرنانديز. (سادس). قوانين الفمل والحجم. تم الاسترجاع من: encina.pntic.mec.es
4. توببر. (سادس). قوانين الجمع الكيميائي. تم الاسترجاع من: toppr.com
5. متألق. (2019). قوانين الجمع الكيميائي. تم الاسترجاع من: brilliant.org
6. الكيمياء LibreTexts. (2015 ، 15 يوليو). القوانين الكيميائية الأساسية. تم الاسترجاع من: chem.libretexts.org
7. هيلمنستين ، آن ماري ، دكتوراه. (18 يناير 2019). قانون حفظ الكتلة تم الاسترجاع من: thinkco.com