Prawa stechiometryczne: opis, przykłady i ćwiczenia

Prawa stechiometrii opisują skład różnych substancji w oparciu o zależności (w masie) między poszczególnymi gatunkami, które wpływają na reakcję.

Cała istniejąca materia jest tworzona przez połączenie, 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 obliczenie, ile z tych odczynników jest potrzebnych do uzyskania oczekiwanej ilości produktów.,

Są one powszechnie znane w dziedzinie chemii „cztery prawa”: prawo zachowania masy, prawo określonych proporcji, prawo wielokrotności 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.

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (1)

Ćwiczenie:

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

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

Następnie dodaj masę każdego elementu po każdej stronie reakcji (zrównoważonej), uzyskując: 2H 2 + O 2 = (4 + 32) g = 36 g po stronie reagentów i 2 H 2 O = 36 g na stronie z 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 czystym składem będzie zawsze 1 mol O 2 (32 g) i 2 mole H2 (4 g). Jeśli zastosuje się najwyższy wspólny dzielnik, jeden mol H2 reaguje na każde 8 moli O 2 lub, co jest tym samym, łączą się w stosunku 1: 8.

Ćwiczenie:

Q.- Masz jeden mol kwasu chlorowodorowego (HCl) i chcesz wiedzieć, w jakim procencie znajduje się 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 związane jako O / C = 2: 1 (dla każdego atomu C są dwa z O) i w monotlenek ma stosunek 1: 1.

Ćwiczenie:

Q. - Istnieje pięć różnych tlenków, które mogą być stabilnie zapoczątkowane przez połączenie tlenu i azotu (N 2 O, NO, N 2 O 3, N 2 O 4 i N 2 O 5 ).

R.- Zauważa się, że tlen w każdym związku wzrasta, a przy stałej proporcji azotu (28 g) występuje stosunek 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 ( 16 x 4) i odpowiednio 80 (16 x 5) g tlenu; to znaczy istnieje 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 jeśli elementy B i C były połączone, ich stosunek masy odpowiada masom, gdy są one połączone w szczególności ze stałą masą elementu A.

Ćwiczenie:

P. - Jeśli masz 12 g C i 64 g S, aby utworzyć CS 2, masz także 12 g C i 32 g O, aby wytworzyć CO 2, a na koniec 10 g S i 10 g O, aby wytworzyć SO 2 . Jak można zilustrować zasadę równoważnych proporcji?

R.- Udział mas siarki i tlenu w połączeniu z określoną masą węgla jest równy 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.