Leggi stechiometrici

Quali sono le leggi stechiometriche?

Le leggi stechiometriche descrivono la composizione di diverse sostanze, in base alle relazioni (di massa) tra ciascuna specie coinvolta nella reazione.

Tutta la materia esistente è formata dalla combinazione, in diverse proporzioni, dei diversi elementi chimici che compongono la tabella periodica. Questi sindacati sono governati da alcune leggi di combinazione note come leggi stechiometriche o pesi di chimica.

Questi principi sono una parte fondamentale della chimica quantitativa, essendo indispensabili per l'equilibrio delle equazioni e per operazioni così importanti come determinare quali reagenti sono necessari per produrre una reazione specifica o calcolare la quantità di questi reagenti per ottenere la quantità prevista per i prodotti.

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

Le 4 leggi stechiometriche

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

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

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

Ciò significa che per un sistema adiabatico (dove non vi è alcun trasferimento di massa o energia da o all'ambiente circostante) la quantità di materia presente deve rimanere costantemente in tempo.

Ad esempio, nella formazione di acqua dall'ossigeno e nell'idrogeno gassoso si osserva che esistono la stessa quantità di moli di ciascun elemento prima e dopo la reazione, quindi la quantità totale di materia viene conservata.

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2h₂(g) + o₂(g) → 2h₂O (l)

• Esercizio:

P.- Dimostrare che la reazione precedente incontra la legge della conservazione della massa.

R.- Innanzitutto, ci sono le masse molari dei reagenti: H₂= 2 g, o₂= 32 g e h₂O = 18 g.

Quindi, la massa di ciascun elemento viene aggiunta su ciascun lato della reazione (bilanciata), risultante: 2h₂+O₂ = (4+32) g = 36 g sul lato dei reagenti e 2h₂O = 36 g sul lato dei prodotti. È stato così dimostrato che l'equazione è conforme alla legge sopra menzionata.

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

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

L'esempio dell'acqua, la cui composizione nel suo stato puro sarà invariabilmente 1 mol di O₂ (32g) e 2 moli di H₂ (4G). Se viene applicato il massimo divisore comune, si scopre che una mol di H reagisce₂ per ogni 8 moli di o₂ Oppure, qual è lo stesso, si combinano per motivo 1: 8.

• Esercizio:

P.- C'è una mole di acido cloridrico (HCl) e vuoi sapere quale percentuale è ciascuno dei suoi componenti.

R.- È noto che la ragione dell'unione 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 di cloro è di 35,45 g e l'idrogeno è 1 g.

Per calcolare la composizione percentuale di ciascun elemento, la massa molare dell'elemento è divisa (moltiplicata per la sua quantità di moli in una mole del composto) tra la massa del composto e questo risultato si moltiplica per cento cento.

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Pertanto: %H = [(1 × 1) g/36.45g] x 100 = 2,74 %

Y %cl = [(1 × 35.45) g/36.45g] x 100 = 97,26 %

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

Legge di molteplici proporzioni

Secondo questa legge, se esiste 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 numeri.

Il biossido e il monossido di carbonio sono dati come esempio, che sono due sostanze costituite dagli stessi elementi, ma nel biossido sono correlate come o/c = 2: 1 (per ogni atomo di c sono due di O) e nel Monossido la sua relazione è 1: 1.

• Esercizio:

P.- Hai i cinque diversi ossidi che possono essere stabili che combinano ossigeno e azoto (n₂O, no, n₂O₃, N₂O₄ e n₂O₅).

R.- Si osserva che l'ossigeno in ciascun composto è in aumento e che con una proporzione 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 motivo di 1, 2, 3, 4 e 5 parti.

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

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

In altre parole, se una specie A si unisce a una specie B, ma è anche combinata con C; Deve essere che gli elementi B e C siano uniti, la relazione di massa di questi corrisponde alle masse ciascuna quando si uniscono in particolare con una massa fissa dell'elemento A.

• Esercizio:

P.- Se hai 12 g di C e 64 g di S per formare CS₂, Inoltre ci sono 12 g di C e 32 g di O per originare Co₂ e infine 10 g di S e 10 g di O per produrre così₂. Come si può illustrare il principio di proporzioni equivalenti?

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R.- La percentuale di masse di zolfo e ossigeno in combinazione con un impasto a carbonio definito è pari a 64:32, cioè 2: 1. Quindi, la proporzione di zolfo e ossigeno è 10:10 quando si uniscono direttamente o, qual è lo stesso, 1: 1. Quindi le due relazioni sono semplici multipli di ogni specie.

Riferimenti

1. Wikipedia. (S.F.). Stechiometria. Recuperato da.Wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chimica, nona edizione (McGraw-Hill).
3. Giovani. M., Vining, W. J., Giorno, r., e botch, b. (2017). (Chimica generale: gli atomi prima. Recuperato dai libri.Google.co.andare.
4. Szabadváry, f. (2016). Storia della chimica analitica: serie internazionale di monografie in chimica analitica. Recuperato dai libri.Google.co.andare.
5. Khanna, s. K., Verma, n. K., E Kapila, B. (2006). Excel con domande oggettive in chimica. Recuperato dai libri.Google.co.andare.