Descrizione delle leggi stechiometriche, esempi ed esercizi

il leggi stechiometriche descrivere la composizione delle diverse sostanze, in base alle relazioni (in massa) tra ogni specie che interviene nella reazione.

Tutta la materia esistente è formata dalla combinazione, in diverse proporzioni, dei diversi elementi chimici che compongono la tavola periodica. Queste unioni sono governate da alcune leggi di combinazione note come "leggi della stechiometria" o "leggi del peso della chimica".

Questi principi sono una parte fondamentale della chimica quantitativa, essendo essenziali per il bilanciamento delle equazioni e per operazioni importanti come determinare quali reagenti sono necessari per produrre una reazione specifica o calcolare quanti di questi reagenti sono necessari per ottenere la quantità prevista di prodotti. .

Sono ampiamente conosciuti nel campo chimico della scienza "le quattro leggi": legge di conservazione della massa, legge di proporzioni definite, legge di proporzioni multiple e legge di proporzioni reciproche.

Le 4 leggi della stechiometria

Quando si desidera determinare il modo in cui due elementi sono combinati attraverso una reazione chimica, le quattro leggi descritte di seguito devono essere prese in considerazione.

Legge di conservazione della massa (o "Legge di conservazione della materia")

Si basa sul principio che la materia non può essere creata o distrutta, cioè può essere solo trasformata.

Ciò significa che per un sistema adiabatico (in cui non vi è alcun trasferimento di massa o di energia da o verso l'ambiente circostante) la quantità di materia presente deve rimanere costante nel tempo.

Ad esempio, nella formazione di acqua da ossigeno gassoso e idrogeno si osserva che vi è la stessa quantità di moli di ciascun elemento prima e dopo la reazione, in modo che la quantità totale di materia sia conservata.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

esercizio:

Q- Mostra che la reazione precedente è conforme alla legge di conservazione della massa.

R.- In primo luogo, abbiamo le masse molari dei reagenti: H₂= 2 g, O₂= 32 ge H₂O = 18 g.

Quindi, aggiungi la massa di ciascun elemento su ciascun lato della reazione (bilanciato), risultante in: 2H₂+ O₂ = (4 + 32) g = 36 g sul lato dei reagenti e 2H₂O = 36 g sul lato dei prodotti. Ciò ha dimostrato che l'equazione è conforme alla suddetta legge.

Legge delle proporzioni definite (o "Legge di proporzioni costanti")

Si basa sul fatto che ogni sostanza chimica è formata dalla combinazione dei suoi elementi costitutivi in ​​relazioni di massa definite o fisse, che sono uniche per ciascun composto.

L'esempio di acqua è dato, la cui composizione allo stato puro invariabilmente sarà 1 mole di O₂ (32 g) e 2 moli di H₂ (4G). Se viene applicato il massimo comune divisore, si scopre che una mole di H reagisce₂ per ogni 8 moli di O₂ o, che è lo stesso, combinare in rapporto 1: 8.

esercizio:

Q- Hai una talpa di acido cloridrico (HCl) e vuoi sapere in quale percentuale ciascuno dei suoi componenti è stato trovato.

R.- È noto che il rapporto di legame di questi elementi in questa specie è 1: 1. E la massa molare del composto è di circa 36,45 g. Allo stesso modo, è noto che la massa molare del cloro è di 35,45 g e quella dell'idrogeno è di 1 g.

Per calcolare la composizione percentuale di ciascun elemento, dividere la massa molare dell'elemento (moltiplicata per il numero di moli in una mole del composto) tra la massa del composto e moltiplicare questo risultato per cento.

Quindi:% H = [(1 × 1) g / 36.45g] x 100 = 2.74%

e% Cl = [(1 × 35,45) g / 36,45g] x 100 = 97,26%

Da ciò si deduce che, indipendentemente da dove provenga l'HCl, nel suo stato puro sarà sempre formato dal 2,74% di idrogeno e dal 97,26% di cloro.

Legge di proporzioni multiple

Secondo questa legge, se c'è una combinazione tra due elementi per generare più di un composto, allora la massa di uno degli elementi si unisce a una massa invariabile dell'altro, mantenendo una relazione che si manifesta attraverso piccoli interi.

Il biossido di carbonio e il monossido di carbonio, che sono due sostanze composte dagli stessi elementi, vengono forniti come esempi, ma nel diossido sono elencati come O / C = 2: 1 (per ogni atomo di C ci sono due di O) e nel monossido il suo rapporto è 1: 1.

esercizio:

Q- Esistono cinque diversi ossidi che possono essere originariamente stabiliti combinando ossigeno e azoto (N₂O, NO, N₂O₃, N₂O₄ e N₂O₅).

R.- Si osserva che l'ossigeno in ciascun composto aumenta e che con una percentuale fissa di azoto (28 g) esiste un rapporto di 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4) ) e 80 (16 × 5) g di ossigeno rispettivamente; cioè, c'è un semplice rapporto di 1, 2, 3, 4 e 5 parti.

Legge di proporzioni reciproche (o "Legge di proporzioni equivalenti")

Si basa sulla relazione tra le proporzioni in cui un elemento è combinato in diversi composti con elementi diversi.

In altre parole, se una specie A si unisce a una specie B, ma A si combina anche con C; è necessario che se gli elementi B e C sono uniti, il rapporto di massa di questi corrisponde alle masse ogni quando sono uniti in particolare con una massa fissa dell'elemento A.

esercizio:

Q- Se hai 12g di C e 64g di S per formare CS₂hanno anche 12g di C e 32g di O per originare CO₂ e infine 10 g di S e 10 g di O per produrre SO₂. Come può essere illustrato il principio delle proporzioni equivalenti?

R.- La proporzione delle masse di zolfo e ossigeno in combinazione con una massa definita di carbonio equivale a 64:32, cioè 2: 1. Quindi, la proporzione di zolfo e ossigeno è 10:10 quando si uniscono direttamente o, che è lo stesso, 1: 1. Quindi le due relazioni sono semplici multipli di ogni specie.

riferimenti

1. Wikipedia. (N.d.). Stechiometria. Estratto da en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chimica, nona edizione (McGraw-Hill).
3. Young, S.M., Vining, W.J., Day, R., e Botch, B. (2017). (Chimica generale: gli atomi prima. Estratto da books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). Storia della chimica analitica: serie internazionali di monografie in chimica analitica. Estratto da books.google.co.ve.
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