Quelles sont les lois du poids de la chimie? (Avec des exemples)
Les lois pondérales de la chimie sont celles qui ont montré que les masses des substances qui réagissent ne le font pas de manière arbitraire ou aléatoire; mais en maintenant une proportion mathématique constante de nombres entiers ou de sous-multiples d'entre eux, dans laquelle les atomes des éléments ne sont ni créés ni détruits.
Dans le passé, l’établissement de ces lois exigeait des efforts de raisonnement extraordinaires; parce que bien que cela semble maintenant trop évident, nous ne connaissions même pas les masses atomiques ou moléculaires des éléments ou des composés, respectivement.
Comme on ne savait pas exactement combien équivalait une mole d'atomes de chaque élément, les chimistes des XVIIIe et XIXe siècles ont dû s'appuyer sur des masses réactives. Ainsi, les balances analytiques rudimentaires (image du haut) ont été inséparables lors des centaines d’expériences nécessaires au règlement des lois du poids.
C’est pour cette raison que, lorsqu’on étudie ces lois de la chimie, on se heurte à des mesures de masse à tout moment. Grâce à cela, en extrapolant les résultats des expériences, il a été découvert que des composés chimiques purs se formaient toujours avec la même proportion en masse de leurs éléments constitutifs.
Loi de la conservation de la masse
Cette loi dit que dans une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits; tant que le système considéré est fermé et qu'il n'y a pas d'échange de masse et d'énergie avec son environnement.
Dans une réaction chimique, les substances ne disparaissent pas mais se transforment en d'autres substances de masse égale; d'où la phrase célèbre: "rien n'est créé, rien n'est détruit, tout est transformé".
Historiquement, la loi de conservation de la masse dans une réaction chimique a été proposée pour la première fois en 1756 par Mikhail Lomonsov, qui a montré dans son journal les résultats de ses expériences.
Plus tard en 1774, Antoine Levoisier, chimiste français, présente les résultats de ses expériences qui ont permis de l’établir. que certains appellent aussi la loi de Lavoisier.
-Expériences de Lavoisier
À l'époque de Lavoisier (1743-1794), il existait la théorie du phlogiston, selon laquelle les corps avaient la capacité de s'enflammer ou de brûler. Les expériences de Lavoisier ont permis de rejeter cette théorie.
Lavoisier a mené de nombreuses expériences de combustion de métaux. Nous avons soigneusement pesé les matériaux avant et après leur combustion dans un récipient fermé, en constatant un gain de poids apparent.
Mais Lavoiser, basé sur sa connaissance du rôle de l'oxygène dans la combustion, a conclu que le gain de poids dans la combustion était dû à l'incorporation d'oxygène au matériau en combustion. Le concept d'oxydes métalliques était né.
Par conséquent, la somme des masses de métaux soumis à la combustion et d’oxygène est restée inchangée. Cette conclusion a permis l'établissement de la loi de conservation de la masse.
-Balance d'équations
La loi sur la préservation des masses a établi la nécessité d'équilibrer les équations chimiques, en garantissant que le nombre de tous les éléments qui interviennent dans une réaction chimique, à la fois réactif et sous forme de produit, est exactement le même.
Ceci est une condition préalable à la précision des calculs stœchiométriques effectués.
-Calculations
Moles d'eau
Combien de moles d'eau peuvent être produites lors de la combustion de 5 moles de méthane dans un excès d'oxygène? Montrez également que la loi de conservation de la matière est respectée.
CH 4 + 2 O 2 => CO 2 + 2 H 2 O
En observant l'équation équilibrée de la réaction, on conclut que 1 mole de méthane produit 2 moles d'eau.
Le problème peut être résolu directement avec une approche simple, puisque nous n'avons pas 1 mole mais 5 moles de CH 4 :
Moles d'eau = 5 moles de CH 4 · (2 moles de H 2 O / 1 mole de CH 4 )
= 10
Cela équivaudrait à 180 g d'H 2 O. Il s'est également formé 5 mol ou 220 g de CO 2, ce qui correspond à une masse totale de 400 g de produits.
Ainsi, pour respecter la loi de conservation de la matière, 400 g de réactifs doivent réagir; ni plus ni moins. Sur ces 400 g, 80 g correspondent aux 5 moles de CH 4 (multiplié par sa masse moléculaire de 16 g / mol), et 320 g à 10 moles de O 2 (de même pour sa masse moléculaire de 32 g / mol ).
Combustion d'un ruban de magnésium
Une bande de magnésium de 1, 50 g a été brûlée dans un récipient fermé contenant 0, 80 g d'oxygène. Après la combustion, il restait 0, 25 g d'oxygène dans le récipient. a) Quelle masse d'oxygène a réagi? b) Quelle quantité d'oxyde de magnésium s'est formée?
La masse d'oxygène ayant réagi est obtenue par une simple différence.
Masse d'oxygène consommée = (masse initiale - masse résiduelle) oxygène
= 0, 80 g - 0, 25 g
= 0, 55 g d'O 2 (a)
Selon la loi de conservation de la masse,
Masse d'oxyde de magnésium = masse de magnésium + masse d'oxygène
= 1, 50 g + 0, 55 g
= 2, 05 g de MgO (b)
Loi des proportions définies
Joseph Louis Proust (1754-1826), chimiste français, s'est rendu compte que lors d'une réaction chimique, les éléments chimiques réagissaient toujours en proportions fixes de masses pour former un composé pur spécifique; par conséquent, sa composition est constante, peu importe la source ou l'origine, ou la façon dont elle est synthétisée.
En 1799, Proust a énoncé la loi des proportions définies, qui stipule que "lorsque deux ou plusieurs éléments se combinent pour former un composé, ils le font dans un rapport de masse fixe". Ensuite, cette relation est fixée et ne dépend pas de la stratégie suivie pour la préparation du composé.
Cette loi est également connue sous le nom de loi de composition constante, selon laquelle "tout composé chimique dans un état de pureté contient toujours les mêmes éléments, dans une proportion de masse constante".
-Illustration de la loi
Le fer (Fe) réagissant avec le soufre (S) pour former du sulfure de fer (FeS), nous pouvons signaler trois situations (1, 2 et 3):
Pour trouver la proportion dans laquelle les éléments sont combinés, la plus grande masse (Fe) est divisée par la plus petite masse (S). Le calcul donne un ratio de 1, 75: 1. Cette valeur est répétée dans les trois conditions données (1, 2 et 3), où la même proportion est obtenue bien que des masses différentes soient utilisées.
C'est-à-dire que 1, 75 g de Fe se combinent avec 1, 0 g de S pour donner 2, 75 g de FeS.
-Applications
En appliquant cette loi, on peut connaître exactement les masses d'éléments à combiner pour obtenir la masse souhaitée d'un composé.
De cette manière, il est possible d'obtenir des informations sur l'excès de masse de certains des éléments impliqués dans une réaction chimique ou sur la présence d'un réactif dans la réaction.
En outre, il est appliqué pour connaître la composition centésimale d'un composé, et sur la base de celle-ci, la formule d'un composé peut être établie.
Composition centesimale d'un compose
Le dioxyde de carbone (CO 2 ) se forme dans la réaction suivante:
C + O 2 => CO 2
12 g de carbone combinent 32 g d'oxygène pour donner 44 g de dioxyde de carbone.
Ainsi, le pourcentage de carbone est égal à
Pourcentage de carbone = (12 g / 44 g) · 100%
= 27, 3%
Taux d'oxygène = (32 g / 44 g) · 100%
Pourcentage d'oxygène = 72, 7%
En utilisant l'énoncé de la loi de composition constante, on peut noter que le dioxyde de carbone est toujours composé de 27, 3% de carbone et de 72, 7% d'oxygène.
-Calculations
Trioxyde de soufre
Lors de la réaction dans différents récipients, on a obtenu respectivement 4 g et 6 g de soufre (S) avec de l'oxygène (O), 10 g et 15 g de trioxyde de soufre (SO 3 ).
Pourquoi ces quantités de trioxyde de soufre ont-elles été obtenues et non d'autres?
Calculez également la quantité de soufre nécessaire pour combiner avec 36 g d’oxygène et la masse de trioxyde de soufre obtenue.
Partie a)
Dans le premier récipient, 4 soufre sont mélangés à X g d'oxygène pour obtenir 10 g de trioxyde. Si la loi de conservation de la masse est appliquée, nous pouvons éliminer la masse d’oxygène combinée au soufre.
Masse d'oxygène = 10 g de trioxyde d'oxygène - 4 g de soufre.
= 6 g
Dans le récipient 2, 6 g de soufre sont mélangés à X g d'oxygène pour obtenir 15 trioxyde de soufre.
Masse d'oxygène = 15 g de trioxyde de soufre - 6 g de soufre
= 9 g
Les proportions O / S sont ensuite calculées pour chaque conteneur:
Rapport O / S dans la situation 1 = 6 g O / 4 g S
= 1, 5 / 1
Rapport O / S dans la situation 2 = 9 g O / 6 g S
= 1, 5 / 1
Qui, est en accord avec la chose soulevée dans la loi des proportions définies qui indique que les éléments sont toujours combinés dans les mêmes proportions pour former un certain composé.
Par conséquent, les valeurs obtenues sont correctes et celles qui correspondent à l'application de la loi.
Partie b)
Dans la section précédente, une valeur de 1, 5 / 1 a été calculée pour le rapport O / S.
g de soufre = 36 d'oxygène · (1 g de soufre / 1, 5 g d'oxygène)
= 24 g
g de trioxyde de soufre = 36 g d'oxygène + 24 g de soufre
= 60 g
Chlore et magnésium
Le chlore et le magnésium sont combinés dans la proportion de 2, 95 g de chlore pour chaque gramme de magnésium. a) Déterminez les masses de chlore et de magnésium nécessaires pour obtenir 25 g de chlorure de magnésium. b) Quelle est la composition en pourcentage de chlorure de magnésium?
Partie a)
Sur la base de la valeur 2, 95 du rapport Cl: Mg, on peut adopter l’approche suivante:
2, 95 g de Cl + 1 g de Mg => 3, 95 g de MgCl 2
Alors:
g de Cl = 25 g de MgCl 2 · (2, 95 g Cl / 3, 95 g MgCl 2 )
= 18, 67
g de Mg = 25 g de MgCl 2 · (1 g Mg / 3, 95 g MgCl 2 )
= 6, 33
Ensuite, on combine 18, 67 g de chlore avec 6, 33 g de magnésium pour obtenir 25 g de chlorure de magnésium.
Partie b)
La masse moléculaire du chlorure de magnésium, MgCl 2, est d'abord calculée:
Masse moléculaire MgCl 2 = 24, 3 g / mol + (2. 35, 5 g / mol)
= 95, 3 g / mol
Pourcentage de magnésium = (24, 3 g / 95, 3 g) x 100%
= 25, 5%
Pourcentage de chlore = (71 g / 95, 3 g) x 100%
= 74, 5%
Loi des proportions multiples ou loi de Dalton
La loi a été énoncée en 1803 par le chimiste et météorologue français John Dalton, sur la base de ses observations concernant les réactions des gaz atmosphériques.
La loi était énoncée de la manière suivante: "Lorsque des éléments se combinent pour donner plus d’un composé, une masse variable de l’un se joint à une masse fixe de l’autre et le premier a une relation de nombres canoniques et indistincts".
En outre: "Lorsque deux éléments se combinent pour générer des composés différents, compte tenu de la quantité fixe de l'un d'eux, les quantités différentes de l'autre élément combinées à cette quantité fixe pour produire les composés sont exprimées en nombres entiers simples".
John Dalton a fait la première description moderne de l'atome en tant que composant des éléments chimiques, en soulignant que les éléments sont formés par des particules indivisibles appelées atomes.
En outre, il a postulé que des composés se forment lorsque des atomes d'éléments différents se combinent les uns aux autres dans des proportions entières simples.
Dalton a terminé le travail d'enquête de Proust. Il a souligné l'existence de deux oxydes d'étain, avec des pourcentages de 88, 1% et 78, 7% d'étain avec les pourcentages correspondants d'oxygène, de 11, 9% et de 21, 3%, respectivement.
-Calculations
Eau et peroxyde d'hydrogène
Montrer que les composés eau, H 2 O et peroxyde d’hydrogène, H 2 O 2 sont conformes à la loi des proportions multiples.
Poids atomiques des éléments: H = 1 g / mol et oxygène = 16 g / mol.
Poids moléculaires des composés: H 2 O = 18 g / mol et H 2 O 2 = 34 g / mol.
L'hydrogène est l'élément avec une quantité fixe en H 2 O et H 2 O 2, ainsi les proportions entre O et H dans les deux composés seront établies.
Rapport O / H dans H 2 O = (16 g / mol) / (2 g / mol)
= 8/1
Rapport O / H dans H 2 O 2 = (32 g / mol) / (2 g / mol)
= 16/1
Relation entre les deux proportions = (16/1) / (8/1)
= 2
Ensuite, le rapport O / H entre le peroxyde d'hydrogène et l'eau est égal à 2, un nombre entier et simple. Pour ce qui est démontré l'accomplissement de la loi des proportions multiples.
Oxydes d'azote
Quelle masse d'oxygène est associée à 3, 0 g d'azote dans a) l'oxyde nitrique, NO et b) le dioxyde d'azote, NO 2 . Montrer que NO et NO 2 sont conformes à la loi des proportions multiples.
Masse d'azote = 3 g
Poids atomiques: azote, 14 g / mol et oxygène, 16 g / mol.
Calculs
Dans le NO, un atome de N est combiné à un atome de O, ce qui permet de calculer la masse d'oxygène associée à 3 g d'azote selon l'approche suivante:
g de O = g d'azote · (PA.O / PA.N)
= 3 g (16 g / mol / 14 g / mol)
= 3, 43 g O
Dans NO 2, un atome de N se combine avec des atomes de 2 O, de sorte que la masse d'oxygène combinée est:
g d'oxygène = 3 g (32 g / mol / 14 g / mol)
= 6, 86 g O
Rapport O / N en NO = 3, 43 g O / 3 g N
= 1 143
Rapport O / N dans NO 2 = 6, 86 g O / 3 g N
= 2, 282
Valeur du rapport entre les proportions O / N = 2 282/1 143
= 2
Ensuite, la valeur du rapport entre les proportions O / N est 2, un nombre entier et simple. Par conséquent, la loi des proportions multiples est remplie.
Loi des proportions réciproques
Cette loi formulée séparément par Richter et Carl F. Wenzel, établit que les proportions massiques de deux composés ayant un élément en commun permettent de déterminer la proportion d'un troisième composé parmi les autres éléments s'ils réagissent.
Par exemple, si vous avez les deux composés AB et CB, vous pouvez voir que l'élément commun est B.
La loi de Richter-Wenzel ou les proportions inverses stipule que, sachant combien de A réagit avec B pour donner à AB, et combien de C réagit avec B pour donner CB, vous pouvez calculer la masse de A nécessaire pour réagir avec a masse de C pour former AC.
Et le résultat est que le rapport A: C ou A / C doit être un multiple ou un sous-multiple de A / B ou C / B. Cependant, cette loi n'est pas toujours respectée, en particulier lorsque les éléments ont plusieurs états d'oxydation.
De toutes les lois du poids, c'est peut-être la plus "abstraite" ou la plus compliquée. Mais s’il est analysé d’un point de vue mathématique, on verra qu’il ne se compose que de facteurs de conversion et d’annulations.
-Exemples
Méthane
Si l'on sait que 12 g de carbone réagissent avec 32 g d'oxygène pour former du dioxyde de carbone; et que, d'autre part, 2 g d'hydrogène réagissent avec 16 g d'oxygène pour former de l'eau, puis les proportions massiques C / O et H / O pour CO 2 et H 2 O, respectivement, peuvent être estimées.
Calculer C / O et H / O nous avons:
C / O = 12g C / 32g O
= 3/8
H / O = 2g H / 16g O
= 1/8
L'oxygène est l'élément commun et nous voulons savoir combien de carbone réagit avec l'hydrogène pour produire du méthane; c'est-à-dire que nous voulons calculer C / H (ou H / C). Ensuite, il est nécessaire de faire une division des proportions précédentes pour démontrer si la réciprocité est remplie ou non:
C / H = (C / O) / (H / O)
Notez que de cette façon le O est annulé et que C / H reste:
C / H = (3/8) / (1/8)
= 3
Et 3 est un multiple de 3/8 (3/8 x 8). Cela signifie que 3 g de C réagissent avec 1 g de H pour donner du méthane. Mais, pour pouvoir le comparer au CO 2, multipliez C / H par 4, ce qui équivaut à 12; cela donne 12 g de C qui réagit avec 4 g de H pour former du méthane, ce qui est également vrai.
Sulfure de magnésium
Si l'on sait que 24 g de magnésium réagissent avec 2 g d'hydrogène pour former de l'hydrure de magnésium; et qu'en plus, 32 g de soufre réagissent avec 2 g d'hydrogène pour former de l'hydrogène sulfuré, l'élément commun est l'hydrogène et nous voulons calculer Mg / S à partir de Mg / H et H / S.
En calculant ensuite séparément Mg / H et H / S, nous avons:
Mg / H = 24g Mg / 2g H
= 12
H / S = 2 g H / 32 g S
= 1/16
Cependant, il est commode d'utiliser S / H pour annuler H. Par conséquent, S / H est égal à 16. Une fois que cela est fait, nous procédons au calcul de Mg / S:
Mg / S = (Mg / H) / (S / H)
= (12/16)
= 3/4
Et 3/4 est un sous-multiple de 12 (3/4 x 16). Le rapport Mg / S indique que 3 g de Mg réagissent avec 4 g de soufre pour former du sulfure de magnésium. Cependant, il faut multiplier Mg / S par 8 pour pouvoir le comparer avec Mg / H. Ainsi, 24 g de Mg réagissent avec 32 g de soufre pour donner ce sulfure de métal.
Chlorure d'aluminium
On sait que 35, 5 g de Cl réagissent avec 1 g de H pour former du HCl. De même, 27 g d’Al réagissent avec 3 g de H pour former AlH 3 . Calculez la proportion de chlorure d'aluminium et dites si un tel composé obéit à la loi de Richter-Wenzel.
De nouveau, nous procédons au calcul de Cl / H et Al / H séparément:
Cl / H = 35, 5 g Cl / 1 g H
= 35, 5
Al / H = 27 g Al / 3 g H
= 9
Maintenant, Al / Cl est calculé:
Al / Cl = (Al / H) / (Cl / H)
= 9 / 35, 5
≈ 0, 250 ou 1/4 (en réalité 0, 253)
C'est-à-dire que 0, 250 g d'Al réagit avec 1 g de Cl pour former le sel correspondant. Mais, encore une fois, vous devez multiplier Al / Cl par un nombre qui vous permet de le comparer (par commodité) avec Al / H.
Imprécision dans le calcul
Al / Cl est ensuite multiplié par 108 (27 / 0, 250), ce qui donne 27 g d'Al qui réagit avec 108 g de Cl. Cela ne se produit pas exactement de la sorte. Si nous prenons par exemple la valeur 0, 253 pour Al / Cl, et la multiplions par 106, 7 (27 / 0, 253), nous aurons 27 g d’Al réagir avec 106, 7 g de Cl; qui est plus proche de la réalité (AlCl 3, avec une AP de 35, 5 g / mol pour Cl).
Nous voyons ici comment la loi de Richter peut commencer à faiblir en raison de l’exactitude et de l’abus des nombres décimaux.
