Νόμος των πολλαπλών αναλογιών – Νόμος του Dalton

Στη χημεία, ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών δηλώνει ότι όταν δύο στοιχεία σχηματίζουν περισσότερες από μία ενώσεις, ο λόγος των διαφορετικών μαζών ενός στοιχείου που συνδυάζονται με μια σταθερή μάζα του άλλου στοιχείου είναι ένας λόγος μικρών ακέραιων αριθμών. Ένα άλλο όνομα για τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών είναι ο νόμος του Ντάλτον , καθώς ο Τζον Ντάλτον ήταν ο πρώτος χημικός που περιέγραψε το νόμο. Ωστόσο, ο Dalton διατύπωσε επίσης τον νόμο του Dalton για τις μερικές πιέσεις, επομένως ο "νόμος πολλαπλών αναλογιών" είναι το προτιμώμενο όνομα.

Παραδείγματα του νόμου των πολλαπλών αναλογιών

Για παράδειγμα, ο Dalton παρατήρησε ότι ο άνθρακας σχηματίζει δύο οξείδια χτενίζοντας με οξυγόνο σε διαφορετικές αναλογίες. Για παράδειγμα, ένα δείγμα 100 γραμμαρίων άνθρακα αντιδρά με 133 γραμμάρια οξυγόνου και σχηματίζει μια ένωση ή με 266 γραμμάρια οξυγόνου και σχηματίζει την άλλη ένωση. Η αναλογία των μαζών οξυγόνου που αντιδρούν με 100 γραμμάρια άνθρακα είναι 266:133 =2:1. Από αυτά τα δεδομένα, ο Dalton προέβλεψε ότι οι χημικοί τύποι για τις δύο ενώσεις είναι CO και CO₂ .

Ως άλλο παράδειγμα, το άζωτο αντιδρά με το οξυγόνο, σχηματίζοντας πέντε διαφορετικά οξείδια του αζώτου. Οι μάζες οξυγόνου που συνδυάζονται με 14 γραμμάρια αζώτου είναι 8, 16, 24, 32 και 40 γραμμάρια. Η αναλογία των μαζών οξυγόνου είναι 1:2:3:4:5.

Προβλήματα του νόμου των πολλαπλών αναλογιών

Υπάρχουν δύο κύριοι τύποι προβλημάτων νόμου πολλαπλών αναλογιών. Ο πρώτος τύπος προβλήματος ελέγχει την κατανόησή σας για την έννοια. Το άλλο έχει να βρείτε τη μικρή αναλογία αριθμού μεταξύ των στοιχείων που σχηματίζουν πολλαπλές ενώσεις με ένα άλλο στοιχείο.

Πρόβλημα #1

Ποιο από τα παρακάτω απεικονίζει τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών;

• Συνηθισμένο νερό και βαρύ νερό
• Χλωριούχο νάτριο και βρωμιούχο νάτριο
• Διοξείδιο του θείου και τριοξείδιο του θείου
• Καυστική σόδα και καυστική ποτάσα

Η σωστή απάντηση είναι ότι το διοξείδιο του θείου και το τριοξείδιο του θείου απεικονίζουν το νόμο. Ο λόγος είναι γιατί αυτό είναι ένα στοιχείο (θείο) που συνδυάζεται με ένα δεύτερο στοιχείο (οξυγόνο) και σχηματίζει περισσότερες από μία ενώσεις. Το χλωριούχο νάτριο και το βρωμιούχο νάτριο καθώς και η καυστική σόδα και η καυστική ποτάσα είναι σενάρια που περιλαμβάνουν δύο ενώσεις, αλλά αυτές οι ενώσεις δεν περιέχουν τα ίδια δύο στοιχεία. Το συνηθισμένο νερό και το βαρύ νερό είναι η ίδια ένωση μεταξύ τους, χρησιμοποιώντας απλώς διαφορετικά ισότοπα υδρογόνου.

Πρόβλημα #2

Ο άνθρακας και το οξυγόνο σχηματίζουν δύο ενώσεις. Η πρώτη ένωση είναι 42,9% άνθρακας κατά μάζα και 57,1% οξυγόνο κατά μάζα. Η δεύτερη ένωση είναι 27,3% άνθρακας κατά μάζα και 72,7% οξυγόνο κατά μάζα. Δείξτε ότι οι αναλογίες μεταξύ των μαζών του οξυγόνου είναι συνεπείς με τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών.

Για να λύσετε αυτό το πρόβλημα, δείξτε ότι οι μάζες οξυγόνου που συνδυάζονται με μια σταθερή ποσότητα άνθρακα είναι ακέραιος αριθμός. Κάντε τη ζωή σας εύκολη και υποθέστε ότι έχετε 100 γραμμάρια από κάθε δείγμα. Στη συνέχεια, υπάρχουν 57,1 γραμμάρια οξυγόνου και 42,9 γραμμάρια άνθρακα στο πρώτο δείγμα. Άρα, η μάζα του οξυγόνου (Ο) ανά γραμμάριο άνθρακα (C) είναι:

57,1 g O / 42,9 g C =1,33 g O ανά g C

Για τη δεύτερη ένωση, υποθέτοντας δείγμα 100 γραμμαρίων, υπάρχουν 72,7 γραμμάρια οξυγόνου (Ο) και 27,3 γραμμάρια άνθρακα (C). Η μάζα του οξυγόνου ανά γραμμάριο άνθρακα είναι:

72,7 g O / 27,3 g C =2,66 g O ανά g C

Η ρύθμιση του προβλήματος με αυτόν τον τρόπο καθιστά τη σταθερή ποσότητα άνθρακα ίση με 1 γραμμάριο. Έτσι, το μόνο που κάνετε είναι να διαιρέσετε τη μάζα του οξυγόνου ανά γραμμάριο άνθρακα για τις δύο ενώσεις:

2,66 / 1,33 =2

Με άλλα λόγια, οι μάζες του οξυγόνου που συνδυάζονται με τον άνθρακα είναι σε αναλογία 2:1. Αυτή η μικρή αναλογία ακέραιου αριθμού υποστηρίζει τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών.

Σημειώστε ότι δεν έχει σημασία αν εκτελέσετε τον υπολογισμό με τον άλλο τρόπο (1,33 / 2,66 =1 / 2 ή αναλογία 1:2), επειδή εξακολουθείτε να λαμβάνετε έναν ακέραιο αριθμό. Επίσης, στα πραγματικά πειράματα, πιθανότατα δεν θα λάβετε τέλεια δεδομένα και ίσως χρειαστεί να κάνετε λίγη στρογγυλοποίηση! Για παράδειγμα, εάν η αναλογία σας είναι 2,1 :0,9, τότε στρογγυλεύετε τον αριθμό για να πάρετε μια αναλογία 2:1.

Περιορισμοί του νόμου των πολλαπλών αναλογιών

Ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών ισχύει καλύτερα για απλές ενώσεις.

Δεν λειτουργεί καλά σε όλες τις περιστάσεις ή ακόμη και δεν εφαρμόζεται σε όλες τις ενώσεις. Συγκεκριμένα, αποτυγχάνει για μη στοιχειομετρικές ενώσεις, ολιγομερή και πολυμερή. Δεν λειτουργεί καλά για μεγαλύτερα μόρια που περιέχουν υδρογόνο. Το υδρογόνο έχει τόσο μικρή μάζα που τα σφάλματα στρογγυλοποίησης συχνά δίνουν λανθασμένες αναλογίες, συν οι αναλογίες μεταξύ μαζών υδρογόνου δεν είναι πάντα μικροί ακέραιοι αριθμοί.

Για παράδειγμα, ο άνθρακας και το υδρογόνο σχηματίζουν τους υδρογονάνθρακες δεκανίου (C₁₀ H₂₂ ) και ενδεκάνιο (C₁₁ H₂₄ ). Για 100 γραμμάρια άνθρακα, το δεκάνιο έχει 18,46 γραμμάρια υδρογόνου και το ενδεκάνιο έχει 18,31 γραμμάρια υδρογόνου. Η αναλογία μαζών υδρογόνου μεταξύ των δύο ενώσεων είναι 121:120, που δεν είναι μικρή αναλογία ακέραιου αριθμού.

Ιστορικό

Ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών είναι σημαντικός επειδή συνδέεται με την ατομική θεωρία του Dalton. Ωστόσο, δεν είναι σαφές εάν ο Dalton παρατήρησε τον νόμο των πολλαπλών αναλογιών και στη συνέχεια τον χρησιμοποίησε για να διατυπώσει την ατομική του θεωρία ή αν η θεωρία ήρθε πρώτη.

Ενώ ο Ντάλτον περιέγραψε για πρώτη φορά τον νόμο, δεν ήταν ο πρώτος χημικός που τον παρατήρησε στην πράξη. Το 1792, ο Bertrand Pelletier σημείωσε ότι μια σταθερή ποσότητα οξυγόνου σχηματίζει έναν τύπο οξειδίου του κασσιτέρου και η διπλάσια ποσότητα οξυγόνου (αναλογία 1:2) σχηματίζει ένα διαφορετικό οξείδιο. Ο Joseph Proust επιβεβαίωσε τις παρατηρήσεις του Pelletier και μέτρησε τις σχετικές ποσότητες κασσίτερου και οξυγόνου στις ενώσεις. Ενώ ο Προυστ είχε τις απαραίτητες πληροφορίες για να ανακαλύψει το νόμο, δεν γενίκευσε τα ευρήματά του.

Αναφορές

• Pelletier, Bertrand (1792). “Observations sur plusieurs propriétés du Muriate d’Étain” [Παρατηρήσεις σε διάφορες ιδιότητες του μουριάτη του κασσίτερου]. Annales de Chimie (στα γαλλικά). 12:225–240.
• Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). Γενική Χημεία:Αρχές και Σύγχρονες Εφαρμογές (8η έκδ.). Upper Saddle River, N.J:Prentice Hall. ISBN 978-0-13-014329-7.
• Προυστ, Τζόζεφ Λούις (1800). «Recherches sur l’étain» [Έρευνα για τον κασσίτερο]. Journal de Physique, de Chimie, et d'Histoire Naturelle (στα γαλλικά). 51:173–184.
• Roscoe, Henry E.; Harden, Arthur (1896). Μια νέα άποψη της προέλευσης της ατομικής θεωρίας του Dalton . Macmillan and Co.