Stoichiometry love beskrivelse, eksempler og øvelser



den støkiometri love beskrive sammensætningen af ​​de forskellige stoffer, baseret på forholdet (i masse) mellem hver art, der intervenerer i reaktionen.

Alt det eksisterende stof er dannet af kombinationen i forskellige proportioner af de forskellige kemiske elementer, der udgør det periodiske bord. Disse fagforeninger er underlagt visse kombinationslove kendt som "støkiometriets love" eller "kemiske vægtlove".

Disse principper er en væsentlig del af kvantitative kemiske, er af afgørende betydning for balancering ligninger og så vigtig som at bestemme, hvilke reagenser operationer nødvendige for at producere en specifik reaktion eller beregne, hvor meget af disse reagenser er nødvendige for at opnå den forventede mængde produkter.

De er almindeligt kendt i den kemiske område videnskab "fire love" lov om bevarelse af masse, lov af bestemte proportioner lov af flere proportioner lov af gensidige proportioner.

Støkiometriens 4 love

Når du vil bestemme, hvordan to elementer kombineres gennem en kemisk reaktion, skal de fire love, der er beskrevet nedenfor, tages i betragtning.

Lov om bevarelse af masse (eller "lov om bevarelse af materiel")

Det er baseret på princippet om, at materien ikke kan skabes eller ødelægges, det vil sige, det kan kun omdannes.

Dette betyder, at for et adiabatisk system (hvor der ikke er masse- eller energioverførsel fra eller til omgivelserne) skal mængden af ​​stof, der er tilstede, forblive konstant over tid.

For eksempel i dannelse af vand blandt oxygen- og hydrogengasser det observeres, at den samme mængde af mol af hvert element før og efter reaktionen, så den totale mængde af materiale tilbageholdes.

2H2(g) + O2(g) → 2H2O (l)

øvelse:

P.- Bevis at den tidligere reaktion overholder loven om bevarelse af massen.

R.- For det første har vi molarerne af reaktanterne: H2= 2 g, 02= 32 g og H2O = 18 g.

Tilføj derefter massen af ​​hvert element på hver side af reaktionen (afbalanceret), hvilket resulterer i: 2H2+O2 = (4 + 32) g = 36 g på siden af ​​reaktanterne og 2H2O = 36 g på siden af ​​produkterne. Dette har vist, at ligningen opfylder ovennævnte lov.

Lov af de definerede proportioner (eller "lov af konstante proportioner")

Det er baseret på det faktum, at hvert kemisk stof dannes ud fra kombinationen af ​​dets bestanddele i definerede eller faste masseforhold, som er unikke for hver forbindelse.

Eksemplet med vand er givet, hvis rene sammensætning vil uvægerligt være 1 mol O2 (32 g) og 2 mol H2 (4g). Hvis den højeste fælles divisor anvendes, reagerer en mol H2 for hver 8 mol o2 eller, som er det samme, kombineres i forholdet 1: 8.

øvelse:

P.- Du har en mol saltsyre (HCI), og du vil vide, hvilken procentdel der er for hver komponent.

R.- Det er kendt, at bindingsforholdet mellem disse elementer i denne art er 1: 1. Og den molære masse af forbindelsen er ca. 36,45 g. På samme måde er det kendt, at molmassen af ​​chlor er 35,45 g, og at hydrogen er 1 g.

For at beregne procentdelens sammensætning af hvert element, divideres det molære masse af elementet (multipliceret med dets antal mol i en mol af forbindelsen) mellem masse af forbindelsen og multiplicere dette resultat med et hundrede.

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

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

Heraf konkluderes det, at uanset hvor HCl kommer fra, vil den i sin rene tilstand altid bestå af 2,74% hydrogen og 97,26% chlor..

Lov af flere proportioner

Ifølge denne lov, hvis givet en kombination af to elementer til at generere mere end én forbindelse, derefter massen af ​​et af elementerne er forbundet med et ufravigeligt masse af den anden, at opretholde et forhold afspejles gennem små heltal.

De er eksemplificeret og carbonmonoxid, som er to Præparater baseret på de samme elementer, men dioxid er relateret som O / C = 2: 1 (for hver C-atom to O) og monoxid dit forhold er 1: 1.

øvelse:

P.- Der er fem forskellige oxider, der kan opstå stabilt ved at kombinere ilt og nitrogen (N2ELLER, NEJ, N2O3, N2O4 og N2O5).

R.- Det bemærkes, at ilten i hver forbindelse er stigende, og med en fast andel af nitrogen (28 g) har en 16, 32 (16 x 2), 48 (16 x 3), 64 (16 x 4 ) og henholdsvis 80 (16 x 5) g oxygen; det vil sige, du har et simpelt forhold på 1, 2, 3, 4 og 5 dele.

Lov om gensidige proportioner (eller "lov med tilsvarende proportioner")

Det er baseret på forholdet mellem de proportioner, hvori et element kombineres i forskellige forbindelser med forskellige elementer.

Med andre ord, hvis en art A forbinder en art B, men A også kombinerer med C; er det nødvendigt, at hvis elementerne B og C er sammenføjet, svarer masseforholdet mellem disse til masserne, hver især når de forbindes især med en fast masse af elementet A.

øvelse:

P.- Hvis du har 12g C og 64g S for at danne CS2, har også 12g C og 32g O for at stamme CO2 og endelig 10 g S og 10 g O til fremstilling af SO2. Hvordan kan princippet om ækvivalente proportioner illustreres??

R.- Andelen af ​​svovlmasse og ilt i kombination med en defineret masse kulstof er lig med 64:32, dvs. 2: 1. Derefter er andelen af ​​svovl og ilt 10: 10, når man direkte går sammen eller, som er den samme, 1: 1. Så de to relationer er simple multipler af hver specie.

referencer

  1. Wikipedia. (N.D.). Støkiometri. Hentet fra en.wikipedia.org.
  2. Chang, R. (2007). Kemi, niende udgave (McGraw-Hill).
  3. Young, S. M., Vining, W.J., Day, R. og Botch, B. (2017). (General Chemistry: Atoms First. Hentet fra books.google.co.ve.
  4. Szabadváry, F. (2016). Analytisk kemihistorie: International serie af monografier i analytisk kemi. Hentet fra books.google.co.ve.
  5. Khanna, S.K., Verma, N.K., og Kapila, B. (2006). Excel med objektive spørgsmål i kemi. Hentet fra books.google.co.ve.