Description des lois stœchiométriques, exemples et exercices

Le lois stoechiométriques Décrire la composition des différentes substances en fonction des relations (en masse) entre chaque espèce intervenant dans la réaction.

Toute la matière existante est formée par la combinaison, dans des proportions différentes, des différents éléments chimiques qui constituent le tableau périodique. Ces unions sont régies par certaines lois de combinaison appelées "lois de stœchiométrie" ou "lois de poids de la chimie".

Ces principes constituent une partie fondamentale de la chimie quantitative, étant essentiels pour l'équilibrage des équations et pour des opérations importantes telles que la détermination des réactifs nécessaires pour produire une réaction spécifique ou le calcul de la quantité de réactifs nécessaire pour obtenir la quantité de produits attendue. .

Ils sont largement connus dans le domaine chimique de la science "les quatre lois": loi de conservation de la masse, loi de proportions définies, loi de proportions multiples et loi de proportions réciproques.

Les 4 lois de la stoechiométrie

Lorsque l'on souhaite déterminer la manière dont deux éléments sont combinés par une réaction chimique, les quatre lois décrites ci-dessous doivent être prises en compte.

Loi de conservation de la masse (ou "loi de conservation de la matière")

Il est basé sur le principe que la matière ne peut pas être créée ou détruite, c’est-à-dire qu’elle ne peut être transformée.

Cela signifie que pour un système adiabatique (où il n'y a pas de transfert de masse ou d'énergie depuis ou vers l'environnement), la quantité de matière présente doit rester constante dans le temps.

Par exemple, dans la formation d'eau à partir d'oxygène gazeux et d'hydrogène, on observe qu'il y a la même quantité de moles de chaque élément avant et après la réaction, de sorte que la quantité totale de matière est conservée.

2h₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l)

Exercice:

P.- Montrer que la réaction précédente est conforme à la loi de conservation de la masse.

R.- Tout d'abord, nous avons les masses molaires des réactifs: H₂= 2 g, O₂= 32 g et H₂O = 18 g.

Ensuite, ajouter la masse de chaque élément de chaque côté de la réaction (équilibré), résultant en: 2H₂+ O₂ = (4 + 32) g = 36 g du côté des réactifs et 2H₂O = 36 g du côté des produits. Cela a montré que l'équation est conforme à la loi susmentionnée.

Loi des proportions définies (ou "loi de proportions constantes")

Il est basé sur le fait que chaque substance chimique est formée de la combinaison de ses éléments constitutifs dans des relations de masse définies ou fixes, qui sont uniques pour chaque composé.

L'exemple de l'eau est donné, dont la composition à l'état pur sera invariablement 1 mol de O₂ (32g) et 2 moles de H₂ (4g) Si le diviseur commun maximum est appliqué, on constate qu'une mole de H réagit₂ pour 8 moles d'O₂ ou, ce qui est la même chose, combiner dans un rapport 1: 8.

Exercice:

P.- Vous avez une mole d'acide chlorhydrique (HCl) et vous voulez savoir dans quel pourcentage chacun de ses composants est trouvé.

R.- On sait que le rapport de liaison de ces éléments chez cette espèce est de 1: 1. Et la masse molaire du composé est d'environ 36,45 g. De même, on sait que la masse molaire de chlore est de 35,45 g et celle d'hydrogène est de 1 g.

Pour calculer le pourcentage de composition de chaque élément, divisez la masse molaire de l'élément (multipliée par le nombre de moles dans une mole du composé) entre la masse du composé et multipliez ce résultat par cent.

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

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

On en déduit que, peu importe d'où provient le HCl, à l'état pur, il sera toujours formé de 2,74% d'hydrogène et de 97,26% de chlore.

Loi de multiples proportions

Selon cette loi, s'il existe une combinaison de deux éléments pour générer plus d'un composé, la masse de l'un des éléments se joint à une masse invariable de l'autre, en conservant une relation qui se manifeste par de petits nombres entiers.

Ils sont illustrés de dioxyde et de monoxyde de carbone, qui sont deux substances composées des mêmes éléments, mais sont liées en tant que dioxyde O / C = 2: 1 (pour chaque atome de C deux O) et monoxyde son rapport est de 1: 1.

Exercice:

P.- Il y a cinq oxydes différents qui peuvent être créés de manière stable en combinant l'oxygène et l'azote (N₂OU, NON, N₂O₃, N₂O₄ et N₂O₅).

R.- On observe que l'oxygène dans chaque composé augmente et que, avec une proportion fixe d'azote (28 g), le ratio est de 16, 32 (16 × 2), 48 (16 × 3), 64 (16 × 4). ) et 80 (16 × 5) g d'oxygène respectivement; c'est-à-dire qu'il existe un ratio simple de 1, 2, 3, 4 et 5 parties.

Loi de proportions réciproques (ou "loi de proportions équivalentes")

Il est basé sur la relation entre les proportions dans lesquelles un élément est combiné dans différents composés avec des éléments différents.

En d'autres termes, si une espèce A rejoint une espèce B, mais que A se combine également avec C; il est nécessaire que si les éléments B et C sont joints, le rapport massique de ceux-ci corresponde chacun aux masses lorsqu'elles sont jointes notamment avec une masse fixe de l'élément A.

Exercice:

P.- Si vous avez 12g de C et 64g de S pour former CS₂ont également 12g de C et 32g d'O pour l'origine de CO₂ et enfin 10g de S et 10g de O pour produire SO₂. Comment illustrer le principe des proportions équivalentes?

R.- La proportion des masses de soufre et d'oxygène en combinaison avec une masse définie de carbone est égale à 64:32, soit 2: 1. Ensuite, la proportion de soufre et d'oxygène est de 10h10 quand on rejoint directement ou, ce qui est pareil, 1: 1. Les deux relations sont donc des multiples simples de chaque espèce.

Références

1. Wikipedia. (s.f.) Stoechiométrie Récupéré de en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition (McGraw-Hill).
3. Young, S.M., Vining, W.J., Day, R. et Botch, B. (2017). (Chimie générale: Atoms First. Extrait de books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). Histoire de la chimie analytique: Série internationale de monographies en chimie analytique. Récupéré de books.google.co.ve.
5. Khanna, S.K., Verma, N.K. et Kapila, B. (2006). Excel avec des questions objectives en chimie. Récupéré de books.google.co.ve.