Stoichiometriewetgeving beschrijving, voorbeelden en oefeningen

de Stoichiometriewetten de samenstelling van de verschillende stoffen beschrijven, gebaseerd op de relaties (in massa) tussen elke soort die in de reactie tussenkomt.

Alle bestaande materie wordt gevormd door de combinatie, in verschillende proporties, van de verschillende chemische elementen die deel uitmaken van het periodiek systeem. Deze vakbonden worden geregeerd door bepaalde wetten van combinatie die bekend staan ​​als "wetten van stoichiometrie" of "gewichtswetten van de chemie".

Deze principes vormen een essentieel onderdeel van de kwantitatieve chemie en zijn essentieel voor het balanceren van vergelijkingen en voor belangrijke bewerkingen zoals het bepalen welke reagentia nodig zijn om een ​​specifieke reactie te produceren of het berekenen van hoeveel van deze reagentia nodig zijn om de verwachte hoeveelheid producten te verkrijgen..

Ze zijn algemeen bekend in het chemische veld van de wetenschap "de vier wetten": wet van het behoud van de massa, wet van de gedefinieerde verhoudingen, wet van de veelvoudige verhoudingen en wet van de wederzijdse verhoudingen.

De 4 wetten van stoichiometrie

Wanneer u wilt bepalen op welke manier twee elementen door een chemische reactie samenkomen, moet u rekening houden met de vier hieronder beschreven wetten.

Wet van behoud van massa (of "Wet van behoud van materie")

Het is gebaseerd op het principe dat materie niet kan worden gecreëerd of vernietigd, dat wil zeggen, het kan alleen worden getransformeerd.

Dit betekent dat voor een adiabatisch systeem (waarbij er geen massa- of energieoverdracht van of naar de omgeving is) de hoeveelheid aanwezige materie constant moet blijven in de loop van de tijd.

Bijvoorbeeld, bij de vorming van water uit gasvormige zuurstof en waterstof wordt waargenomen dat er voor en na de reactie dezelfde hoeveelheid molen is van elk element, zodat de totale hoeveelheid materie geconserveerd is.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

oefening:

P.- Bewijs dat de vorige reactie in overeenstemming is met de wet van behoud van de mis.

R.- Ten eerste hebben we de molaire massa's van de reactanten: H₂= 2 g, O₂= 32 g en H₂O = 18 g.

Voeg vervolgens de massa van elk element aan elke kant van de reactie toe (gebalanceerd), resulterend in: 2H₂+O₂ = (4 + 32) g = 36 g aan de kant van de reactanten en 2H₂O = 36 g aan de zijkant van de producten. Dit heeft aangetoond dat de vergelijking voldoet aan de bovengenoemde wet.

Wet van de gedefinieerde verhoudingen (of "Wet van constante verhoudingen")

Het is gebaseerd op dat elke chemische stof wordt gevormd uit de combinatie van de samenstellende elementen in gedefinieerde verhoudingen of massa, die uniek voor elke verbinding zijn.

Het voorbeeld van water wordt gegeven, waarvan de zuivere samenstelling altijd 1 mol O zal zijn₂ (32 g) en 2 mol H₂ (4 g). Als de hoogste gemene deler wordt toegepast, reageert één mol H₂ voor elke 8 mol O₂ of, wat hetzelfde is, combineren in een verhouding van 1: 8.

oefening:

P.- Je hebt één mol zoutzuur (HCl) en je wilt weten welk percentage elk van zijn componenten is.

R.- Het is bekend dat de bindingsverhouding van deze elementen in deze soort 1: 1 is. En de molaire massa van de verbinding is ongeveer 36,45 g. Op dezelfde manier is het bekend dat de molaire massa van chloor 35,45 g is en die van waterstof 1 g.

Om de percentagesamenstelling van elk element te berekenen, verdeel de molaire massa van het element (vermenigvuldigd met het aantal mol ervan in één mol van de verbinding) tussen de massa van de verbinding en vermenigvuldig dit resultaat met honderd.

Dus:% H = [(1 × 1) g / 36,45 g] x 100 = 2,74%

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

Hieruit wordt afgeleid dat, ongeacht waar de HCl vandaan komt, deze in zuivere vorm altijd zal bestaan ​​uit 2,74% waterstof en 97,26% chloor..

Wet van meerdere verhoudingen

Volgens deze wet, als er een combinatie is tussen twee elementen om meer dan één verbinding te genereren, dan komt de massa van een van de elementen samen met een onveranderlijke massa van de andere, terwijl een relatie wordt behouden die zich manifesteert door kleine gehele getallen.

Ze zijn bijvoorbeeld kooldioxide en koolmonoxide, die twee stoffen uit dezelfde elementen, maar dioxyde verhouden als O / C = 2: 1 (per koolstofatoom twee O) en monoxide je relatie is 1: 1.

oefening:

P.- Er zijn vijf verschillende oxiden die stabiel kunnen ontstaan ​​door zuurstof en stikstof te combineren (N.₂OF, NO, N₂O₃, N₂O₄ en N₂O₅).

R.- Er wordt waargenomen dat de zuurstof in elke verbinding toeneemt, en dat met een vast deel van stikstof (28 g) er een verhouding van 16, 32 (16 x 2), 48 (16 x 3), 64 (16 x 4) is ) en 80 (16 × 5) g zuurstof respectievelijk; dat wil zeggen, je hebt een eenvoudige verhouding van 1, 2, 3, 4 en 5 delen.

Wet van wederzijdse verhoudingen (of "Wet van gelijke verhoudingen")

Het is gebaseerd op de relatie tussen de verhoudingen waarin een element wordt gecombineerd in verschillende samenstellingen met verschillende elementen.

Met andere woorden, als een soort A zich aansluit bij een soort B, maar A ook combineert met C; het is noodzakelijk dat, als de elementen B en C worden samengevoegd, de massaverhouding hiervan overeenkomt met de massa's elk wanneer zij worden verbonden, in het bijzonder met een vaste massa van het element A.

oefening:

P.- Als u 12 gram C en 64 gram S hebt om CS te vormen₂, hebben ook 12 g C en 32 g O om CO te produceren₂ en tenslotte 10 g S en 10 g O om SO te produceren₂. Hoe kan het principe van equivalente verhoudingen worden geïllustreerd??

R.- Het aandeel van de massa's zwavel en zuurstof in combinatie met een gedefinieerde massa koolstof is gelijk aan 64:32, dat is 2: 1. Dan is het aandeel van zwavel en zuurstof 10:10 wanneer het direct wordt verbonden of, wat hetzelfde is, 1: 1. Dus de twee relaties zijn eenvoudige veelvouden van elke soort.

referenties

1. Wikipedia. (N.D.). Stoichiometrie. Opgehaald van en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Negende editie (McGraw-Hill).
3. Young, S.M., Vining, W.J., Day, R. en Botch, B. (2017). (General Chemistry: Atoms First. Retrieved from books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). Geschiedenis van de analytische chemie: internationale reeks monografieën in analytische chemie. Opgehaald uit books.google.co.ve.
5. Khanna, S.K., Verma, N.K., en Kapila, B. (2006). Excel met objectieve vragen in de chemie. Opgehaald uit books.google.co.ve.