Leggi di stechiometria: descrizione, esempi ed esercizi
Le leggi della stechiometria descrivono la composizione delle diverse sostanze, in base alle relazioni (in massa) tra ogni specie che interviene nella reazione.
Tutta la materia esistente è formata dalla combinazione, in diverse proporzioni, dei diversi elementi chimici che compongono la tavola periodica. Queste unioni sono governate da alcune leggi di combinazione note come "leggi della stechiometria" o "leggi del peso della chimica".
Questi principi sono una parte essenziale della chimica quantitativa, essendo essenziali per il bilanciamento di equazioni e per operazioni importanti come la determinazione di quali reagenti sono necessari per produrre una reazione specifica o il calcolo della quantità di quei reagenti necessari per ottenere la quantità prevista di 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 della stechiometria
Quando si desidera determinare il modo in cui due elementi si combinano attraverso una reazione chimica, le quattro leggi descritte di seguito devono essere prese in considerazione.
Legge di conservazione della massa (o "Legge di conservazione della materia")
Si basa sul principio che la materia non può essere creata o distrutta, cioè può essere solo trasformata.
Ciò significa che per un sistema adiabatico (in cui non vi è alcun trasferimento di massa o di energia da o verso l'ambiente circostante) la quantità di materia presente deve rimanere costante nel tempo.
Ad esempio, nella formazione di acqua dall'ossigeno gassoso e dall'idrogeno si osserva che vi è la stessa quantità di moli di ciascun elemento prima e dopo la reazione, in modo che la quantità totale di materia sia conservata.
2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (l)
esercizio:
P.- Dimostra che la reazione precedente è conforme alla legge di conservazione della massa.
R.- In primo luogo, abbiamo le masse molari dei reagenti: H 2 = 2 g, O 2 = 32 ge H 2 O = 18 g.
Quindi, aggiungere la massa di ciascun elemento su ciascun lato della reazione (bilanciato), risultante in: 2H 2 + O 2 = (4 + 32) g = 36 g sul lato dei reagenti e 2H 2 O = 36 g su il lato dei prodotti. Ciò ha dimostrato che l'equazione è conforme alla suddetta legge.
Legge delle proporzioni definite (o "Legge di proporzioni costanti")
Si basa sul fatto che ciascuna sostanza chimica è formata dalla combinazione dei suoi elementi costitutivi in relazioni di massa definite o fisse, che sono uniche per ciascun composto.
Viene fornito l'esempio di acqua, la cui composizione pura sarà invariabilmente di 1 mole di O 2 (32 g) e 2 moli di H 2 (4 g). Se viene applicato il divisore comune più alto, una mole di H 2 reagisce per ogni 8 moli di O 2 o, che è la stessa, combinare in un rapporto 1: 8.
esercizio:
Q.- Hai una talpa di acido cloridrico (HCl) e vuoi sapere in quale percentuale ciascuno dei suoi componenti è stato trovato.
R.- È noto che il rapporto di legame 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 del cloro è di 35, 45 g e quella dell'idrogeno è di 1 g.
Per calcolare la composizione in percentuale di ciascun elemento, dividere la massa molare dell'elemento (moltiplicata per il numero di moli in una mole del composto) tra la massa del composto e moltiplicare questo risultato per cento.
Quindi:% H = [(1 × 1) g / 36.45g] x 100 = 2.74%
e% Cl = [(1 × 35, 45) g / 36, 45g] x 100 = 97, 26%
Da ciò si deduce che, indipendentemente da dove provenga l'HCl, al suo stato puro sarà sempre costituito da 2, 74% di idrogeno e 97, 26% di cloro.
Legge di proporzioni multiple
Secondo questa legge, se c'è una combinazione tra due elementi per generare più di un composto, allora la massa di uno degli elementi si unisce con una massa invariabile dell'altro, mantenendo una relazione che si manifesta attraverso piccoli interi.
L'anidride carbonica e il monossido di carbonio sono dati come esempi, che sono due sostanze composte dagli stessi elementi, ma nel diossido sono correlati come O / C = 2: 1 (per ogni atomo di C ci sono due di O) e nel monossido il suo rapporto è 1: 1.
esercizio:
Q.- Ci sono cinque diversi ossidi che possono essere originariamente stabiliti combinando ossigeno e azoto (N 2 O, NO, N 2 O 3, N 2 O 4 e N 2 O 5 ).
R.- Si osserva che l'ossigeno di ciascun composto aumenta e che con una percentuale fissa di azoto (28 g) esiste un rapporto di 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 ( Rispettivamente 16 × 4) e 80 (16 × 5) g di ossigeno; cioè, c'è un semplice rapporto di 1, 2, 3, 4 e 5 parti.
Legge di proporzioni reciproche (o "Legge di proporzioni equivalenti")
Si basa sulla relazione tra le proporzioni in cui un elemento è combinato in diversi composti con elementi diversi.
In altre parole, se una specie A si unisce a una specie B, ma A si combina anche con C; è necessario che se gli elementi B e C sono uniti, il rapporto di massa di questi corrisponde alle masse quando sono uniti, in particolare con una massa fissa dell'elemento A.
esercizio:
D. - Se hai 12g di C e 64g di S per formare CS 2, hai anche 12g di C e 32g di O per originare CO 2 e infine 10g di S e 10g di O per produrre SO 2 . Come può essere illustrato il principio delle proporzioni equivalenti?
R.- La proporzione delle masse di zolfo e ossigeno in combinazione con una massa definita di carbonio è uguale a 64:32, cioè 2: 1. Quindi, la proporzione di zolfo e ossigeno è 10:10 quando si uniscono direttamente o, che è lo stesso, 1: 1. Quindi le due relazioni sono semplici multipli di ogni specie.
