Opis praw stechiometrycznych, przykłady i ćwiczenia



The prawa stechiometryczne opisać skład różnych substancji w oparciu o zależności (w masie) między każdym gatunkiem, który interweniuje w reakcji.

Cała istniejąca materia jest tworzona przez kombinację, w różnych proporcjach, różnych pierwiastków chemicznych, które tworzą układ okresowy. Związki te podlegają pewnym prawom kombinacji znanym jako „prawa stechiometrii” lub „prawa wagi chemii”.

Zasady te są istotną częścią chemii ilościowej, mają zasadnicze znaczenie dla równań równoważących i ważnych operacji, takich jak określenie, które odczynniki są potrzebne do wytworzenia określonej reakcji lub obliczenia, ile z tych odczynników jest potrzebnych do uzyskania oczekiwanej ilości produktów..

Są one powszechnie znane w chemicznej dziedzinie nauki „cztery prawa”: prawo zachowania masy, prawo określonych proporcji, prawo wielokrotnych proporcji i prawo wzajemnych proporcji.

4 prawa stechiometrii

Jeśli chcesz określić, w jaki sposób dwa elementy łączą się w reakcji chemicznej, należy wziąć pod uwagę cztery prawa opisane poniżej.

Prawo zachowania masy (lub „prawo zachowania materii”)

Opiera się na zasadzie, że materii nie można tworzyć ani niszczyć, to znaczy można ją jedynie przekształcać.

Oznacza to, że dla układu adiabatycznego (gdzie nie ma transferu masy lub energii z lub do otoczenia) ilość obecnej materii musi pozostać stała w czasie.

Na przykład, w tworzeniu wody z gazowego tlenu i wodoru obserwuje się, że jest taka sama ilość moli każdego pierwiastka przed i po reakcji, tak że całkowita ilość materii jest zachowana.

2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l)

Ćwiczenie:

P.- Udowodnij, że poprzednia reakcja jest zgodna z prawem zachowania masy.

R.- Po pierwsze mamy masy molowe reagentów: H2= 2 g, O2= 32 gi H2O = 18 g.

Następnie dodaj masę każdego elementu po każdej stronie reakcji (zrównoważonej), uzyskując: 2H2+O2 = (4 + 32) g = 36 g po stronie reagentów i 2H2O = 36 gz boku produktów. Wykazało to, że równanie jest zgodne z wyżej wymienionym prawem.

Prawo o określonych proporcjach (lub „prawo o stałych proporcjach”)

Opiera się na fakcie, że każda substancja chemiczna powstaje z połączenia jej elementów składowych w określonych lub stałych relacjach masy, które są unikalne dla każdego związku.

Podano przykład wody, której czysty skład zawsze będzie 1 mol O.2 (32 g) i 2 mole H2 (4g) Jeśli zastosowany zostanie najwyższy wspólny dzielnik, jeden mol H reaguje2 na każde 8 moli O2 lub, co jest tym samym, łącz w stosunku 1: 8.

Ćwiczenie:

P.- Masz jeden mol kwasu chlorowodorowego (HCl) i chcesz wiedzieć, jaki procent ma każdy z jego składników.

R.- Wiadomo, że stosunek wiązania tych pierwiastków u tego gatunku wynosi 1: 1. A masa molowa związku wynosi około 36,45 g. W ten sam sposób wiadomo, że masa molowa chloru wynosi 35,45 g, a wodoru 1 g.

Aby obliczyć procentowy skład każdego pierwiastka, podziel masę molową pierwiastka (pomnożoną przez liczbę moli w jednym molu związku) między masą związku i pomnóż ten wynik przez sto.

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

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

Z tego wywnioskowano, że niezależnie od tego, skąd pochodzi HCl, w stanie czystym zawsze będzie on składał się z 2,74% wodoru i 97,26% chloru..

Prawo o wielu proporcjach

Zgodnie z tym prawem, jeśli istnieje kombinacja dwóch elementów do generowania więcej niż jednego związku, to masa jednego z elementów łączy się z niezmienną masą drugiego, zachowując relację, która przejawia się przez małe liczby całkowite.

Dwutlenek węgla i tlenek węgla są podane jako przykłady, które są dwiema substancjami składającymi się z tych samych pierwiastków, ale w dwutlenku są powiązane jako O / C = 2: 1 (dla każdego atomu C są dwa z O) i w monotlenek Twój związek wynosi 1: 1.

Ćwiczenie:

P.- Istnieje pięć różnych tlenków, które mogą być stabilnie zapoczątkowane przez połączenie tlenu i azotu (N2LUB, NIE, N2O3, N2O4 i N2O5).

R.- Zaobserwowano, że tlen w każdym związku wzrasta, a przy stałej proporcji azotu (28 g) występuje stosunek 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4) ) i odpowiednio 80 (16 x 5) g tlenu; to znaczy, masz prosty stosunek 1, 2, 3, 4 i 5 części.

Prawo wzajemnych proporcji (lub „prawo o równoważnych proporcjach”)

Opiera się na relacji między proporcjami, w których element jest łączony w różnych związkach z różnymi elementami.

Innymi słowy, jeśli gatunek A dołącza do gatunku B, ale A również łączy się z C; konieczne jest, aby w przypadku łączenia elementów B i C stosunek masy tych elementów odpowiadał masom, które są łączone w szczególności ze stałą masą elementu A.

Ćwiczenie:

P.- Jeśli masz 12 g C i 64 g S, aby utworzyć CS2, mają również 12 g C i 32 g O, aby wytworzyć CO2 i na koniec 10 g S i 10 g O do wytworzenia SO2. Jak można zilustrować zasadę równoważnych proporcji??

R.- Udział mas siarki i tlenu w połączeniu z określoną masą węgla wynosi 64:32, czyli 2: 1. Następnie proporcja siarki i tlenu wynosi 10,10 przy bezpośrednim łączeniu lub, co jest takie samo, 1: 1. Tak więc te dwie relacje są prostymi wielokrotnościami każdego gatunku.

Referencje

  1. Wikipedia. (s.f.). Stechiometria Źródło z en.wikipedia.org.
  2. Chang, R. (2007). Chemistry, dziewiąta edycja (McGraw-Hill).
  3. Young, S.M., Vining, W.J., Day, R. i Botch, B. (2017). (Ogólna chemia: atomy najpierw. Źródło z books.google.co.ve.
  4. Szabadváry, F. (2016). Historia chemii analitycznej: Międzynarodowa seria monografii w chemii analitycznej. Pobrane z books.google.co.ve.
  5. Khanna, S.K., Verma, N.K. i Kapila, B. (2006). Excel Z Obiektywnymi Pytaniami W Chemii. Pobrane z books.google.co.ve.