Stöchiometriegesetze Beschreibung, Beispiele und Übungen

Die Stöchiometrie-Gesetze beschreiben die Zusammensetzung der verschiedenen Substanzen, basierend auf den Beziehungen (in der Masse) zwischen jeder Spezies, die in die Reaktion eingreift.

Die gesamte vorhandene Materie wird durch die Kombination der verschiedenen chemischen Elemente des Periodensystems gebildet. Diese Vereinigungen werden durch bestimmte Gesetze der Kombination geregelt, die als "Gesetze der Stöchiometrie" oder "Gewichtsgesetze der Chemie" bekannt sind.

Diese Prinzipien sind ein grundlegender Teil der quantitativen Chemie und essentiell für den Ausgleich von Gleichungen und für wichtige Operationen wie die Bestimmung, welche Reagenzien benötigt werden, um eine spezifische Reaktion zu erzeugen oder wie viele dieser Reagenzien benötigt werden, um die erwartete Menge an Produkten zu erhalten. .

Sie sind auf dem chemischen Gebiet der Wissenschaft "die vier Gesetze" weit bekannt: Gesetz der Erhaltung der Masse, Gesetz der bestimmten Proportionen, Gesetz der mehrfachen Proportionen und Gesetz der gegenseitigen Proportionen.

Die 4 Gesetze der Stöchiometrie

Wenn es gewünscht ist, die Art und Weise zu bestimmen, in der zwei Elemente durch eine chemische Reaktion kombiniert werden, müssen die vier unten beschriebenen Gesetze berücksichtigt werden.

Gesetz zur Erhaltung der Masse (oder "Gesetz der Erhaltung der Materie")

Es basiert auf dem Prinzip, dass Materie nicht erschaffen oder zerstört werden kann, das heißt, sie kann nur transformiert werden.

Dies bedeutet, dass für ein adiabatisches System (wo kein Massen- oder Energietransfer von oder zu der Umgebung stattfindet) die Menge an vorhandener Materie über die Zeit konstant bleiben muss.

Zum Beispiel wird bei der Bildung von Wasser aus gasförmigem Sauerstoff und Wasserstoff beobachtet, dass vor und nach der Reaktion die gleiche Menge an Molen jedes Elements vorhanden ist, so dass die Gesamtmenge an Materie erhalten bleibt.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

Übung:

P.- Zeigen Sie, dass die vorherige Reaktion dem Gesetz der Erhaltung der Masse entspricht.

R.- Zuerst haben wir die Molmassen der Reaktanten: H₂= 2 g, O₂= 32 g und H₂O = 18 g.

Dann addiere die Masse jedes Elements auf jeder Seite der Reaktion (ausgeglichen), was zu: 2H führt₂+ O₂ = (4 + 32) g = 36 g auf der Seite der Reaktanten und 2H₂O = 36 g auf der Seite der Produkte. Dies hat gezeigt, dass die Gleichung dem oben genannten Gesetz entspricht.

Gesetz der definierten Proportionen (oder "Gesetz der konstanten Proportionen")

Es beruht auf der Tatsache, dass jede chemische Substanz aus der Kombination ihrer Bestandteile in definierten oder festen Massenbeziehungen gebildet wird, die für jede Verbindung einzigartig sind.

Als Beispiel wird Wasser angegeben, dessen Zusammensetzung im reinen Zustand unveränderlich 1 Mol O betragen wird₂ (32 g) und 2 Mol H₂ (4g) Wenn der maximale gemeinsame Teiler angewendet wird, wird gefunden, dass ein Mol H reagiert₂ für jeweils 8 Mol O₂ oder, das ist das gleiche, im Verhältnis 1: 8 kombinieren.

Übung:

P.- Sie haben ein Mol Salzsäure (HCl) und Sie möchten wissen, in welchem ​​Prozentsatz jeder seiner Bestandteile gefunden wird.

R.- Es ist bekannt, dass das Bindungsverhältnis dieser Elemente in dieser Spezies 1: 1 ist. Und die Molmasse der Verbindung beträgt ungefähr 36,45 g. In gleicher Weise ist bekannt, daß die Molmasse von Chlor 35,45 g und die von Wasserstoff 1 g beträgt.

Um die prozentuale Zusammensetzung jedes Elements zu berechnen, dividiere die Molmasse des Elements (multipliziert mit seiner Molzahl in einem Mol der Verbindung) zwischen der Masse der Verbindung und multipliziere dieses Ergebnis mit einhundert.

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

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

Daraus wird gefolgert, dass, egal woher das HCl kommt, es in seinem reinen Zustand immer aus 2,74% Wasserstoff und 97,26% Chlor bestehen wird.

Gesetz von mehreren Proportionen

Nach diesem Gesetz, wenn es eine Kombination zwischen zwei Elementen gibt, um mehr als eine Verbindung zu erzeugen, dann verbindet sich die Masse eines der Elemente mit einer unveränderlichen Masse des anderen, wobei eine Beziehung beibehalten wird, die sich durch kleine ganze Zahlen manifestiert.

Kohlendioxid und Kohlenmonoxid, die zwei Substanzen sind, die aus den gleichen Elementen bestehen, sind als Beispiele angegeben, aber im Dioxid sind sie als O / C = 2: 1 (für jedes C-Atom gibt es zwei von O) und in der sein Verhältnis ist 1: 1.

Übung:

P.- Es gibt fünf verschiedene Oxide, die durch die Kombination von Sauerstoff und Stickstoff (N₂ODER, NEIN, N₂O₃, N₂O₄ und N₂O₅).

R.- Es wird beobachtet, dass der Sauerstoff in jeder Verbindung ansteigt, und dass bei einem festen Anteil an Stickstoff (28 g) ein Verhältnis von 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4) vorliegt. ) und 80 (16 × 5) g Sauerstoff; das heißt, es gibt ein einfaches Verhältnis von 1, 2, 3, 4 und 5 Teilen.

Gesetz der gegenseitigen Proportionen (oder "Gesetz der äquivalenten Proportionen")

Es basiert auf der Beziehung zwischen den Anteilen, in denen ein Element in verschiedenen Verbindungen mit verschiedenen Elementen kombiniert wird.

Mit anderen Worten, wenn sich eine Art A einer Art B anschließt, verbindet sich aber auch A mit C; es ist notwendig, daß, wenn die Elemente B und C verbunden sind, das Massenverhältnis von diesen den Massen jeweils dann entspricht, wenn sie insbesondere mit einer festen Masse des Elementes A verbunden sind.

Übung:

P.- Wenn Sie 12 g C und 64 g S haben, um CS zu bilden₂haben auch 12 g C und 32 g O, um CO zu erzeugen₂ und schließlich 10 g S und 10 g O, um SO zu erzeugen₂. Wie kann das Prinzip der äquivalenten Proportionen dargestellt werden?

R.- Der Anteil der Massen von Schwefel und Sauerstoff in Verbindung mit einer definierten Masse Kohlenstoff beträgt 64:32, also 2: 1. Dann ist der Anteil von Schwefel und Sauerstoff 10:10 beim direkten Verbinden oder, was gleich ist, 1: 1. Die beiden Beziehungen sind also einfache Vielfache jeder Art.

Referenzen

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