Voorbeeld van het principe van stoichiometrie

De stoichiometrie principe is het chemische principe dat stelt dat er in elke chemische reactie een evenwicht is tussen de aantal atomen in de reagerende moleculen en het aantal atomen in de reagerende moleculen produceren.

Dit principe is gebaseerd op de wet van behoud van materie, die stelt dat hetzelfde aantal atomen in elk Elementen in reactieve stoffen blijven behouden in de reactieproducten, hoewel ze op verschillende manieren worden gecombineerd.

Wanneer een chemische reactie plaatsvindt, worden de bindingen die de moleculen van de reagerende verbindingen (de reactanten) vormen, verbroken en gewijzigd, waardoor een of meer stoffen ontstaan. Hoewel de moleculen zijn gemodificeerd en niet langer hetzelfde zijn, combineren de atomen die ze vormen zich in a verschillend, maar het totale aantal atomen is behouden, dus het moet hetzelfde zijn voor en na de reactie.

Bijvoorbeeld in de volgende chemische reactie:

HCl + NaOH -> NaCl + H₂OF

Volgens het stoichiometrische principe moeten er aan elke kant van de vergelijking hetzelfde aantal atomen zijn. Laten we eens kijken voor de vergelijking die we zagen:

HCl + NaOH	-->	NaCl + H2OF
Waterstof = 2 Natrium = 1 Chloor = 1 Zuurstof = 1	= = = =	Waterstof = 2 Natrium = 1 Chloor = 1 Zuurstof = 1

Stoichiometrische berekeningen

Stoichiometrische berekeningen zijn de bewerkingen waarmee we verifiëren dat aan het stoichiometrische principe wordt voldaan in de vergelijkingen, evenals de praktische toepassingen ervan.

In het vorige voorbeeld van de combinatie van zoutzuur en natriumhydroxide, om natriumchloride en water te produceren, maakten we een stoichiometrische berekening door atoomtelling.

Een andere manier van controleren is de stoichiometrische berekening door atomaire massa-eenheden, Waarbij de berekening wordt gemaakt op basis van de som van de atomaire massa's van de elementen die worden gecombineerd.

Deze berekening kan worden gedaan door de absolute massa's of door afronding. In het bovenstaande voorbeeld:

Berekening met absolute massa tot op twee decimalen:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ OF

(1.00 + 35.45) + (22.98 + 15.99 + 1.00) --> (22.98 + 35.45) + (2.00 + 15.99)

(36.45) + (39.97) --> (58.43) + (17.99)

76.42 --> 76.42

Atomaire massa afronding berekening:

HCl + Na O H -> Na Cl + H₂ OF

(1 + 35) + (23 + 16 + 1) --> (23 + 35) + (2 + 16)

(36) + (40) --> (58) + (18)

76 --> 76

Toepassingen van stoichiometrische vergelijkingen

Een van de toepassingen van stoichiometrische vergelijkingen is de balancerende vergelijkingen, wat kan worden gedaan door de Redox- of trial-and-error-methoden, omdat in beide gevallen de Het doel is om te controleren of er hetzelfde aantal atomen is van elk element in de reactanten en in de producten.

In het volgende voorbeeld hebben we ijzertrichloride:

Fe + Cl2 = FeCl3

Fe + Cl2	-->	FeCl3
IJzer = 1 Chloor = 2	= ~	IJzer = 1 Chloor = 3

In dit geval kennen we de formules van de reactieve moleculen: IJzer (Fe) en Chloor (Cl₂), en zijn product: ijzertrichloride (FeCl3₃) en zoals we zien, is het aantal chlooratomen niet hetzelfde in beide vergelijkingen.

Om aan het stoichiometrische principe te voldoen, moeten we het totale aantal atomen vinden dat bij de reactie en het product betrokken is, zodat ze hetzelfde zijn.

Om dit te doen, gebruiken we een van de methodes voor het balanceren van vergelijkingen (Redox, trial and error). In dit voorbeeld gebruiken we de trial and error-methode.

Het kleinste gemene veelvoud van 2 en 3 is 6. Als we vermenigvuldigen zodat er 6 chlooratomen aan elke kant van de vergelijking zijn, hebben we het volgende:

Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
IJzer = 1 Chloor = 6	~ =	IJzer = 2 Chloor = 6

We hebben de chlooratomen al in evenwicht gebracht, maar nu missen we een ijzeratoom. Zoals we kunnen achterhalen, bevindt het ontbrekende atoom zich aan de kant van de reactant. Dan hebben we:

2Fe + 3Cl2	-->	2FeCl3
IJzer = 2 Chloor = 6	= =	IJzer = 2 Chloor = 6

Zoals we kunnen zien, hebben we al 6 chlooratomen in 3 moleculen in de reactanten en 6 atomen verdeeld in groepen van drie atomen in elk productmolecuul. Nu zien we dat om hetzelfde aantal ijzeratomen in het product te krijgen, we twee ijzermoleculen in de reactanten nodig hebben. We hebben de vergelijking in evenwicht gebracht.

Een ander gebruik van stoichiometrische vergelijkingen is de berekening van reactanten, beide om te vermijden: verspilling van een van de stoffen, zoals het berekenen van de hoeveelheid stoffen om een ​​zuur of een baseren.

Dit wordt bereikt door molaire berekening: de som van de atoommassa's van elk van de atomen waaruit een molecuul bestaat, geeft als resultaat zijn molaire massa. Bijvoorbeeld:

Als we zoeken naar de molaire massa van boorzuur (trioxoboorzuur) waarvan de formule is: H₃BO₃, berekenen we eerst de molecuulmassa's van elk van zijn componenten, met behulp van het periodiek systeem:

H₃ = (3)(1.00) = 3.00

B = (1) (10,81) = 10,81

OF₃ = (3)(15.99) = 47.94

Molaire massa = 61,78

Wat betekent dat 1 mol boorzuur gelijk is aan 61,78 gram.

De berekening van het aantal mol van elke verbinding zal ons dan dienen om de exacte hoeveelheid reactieve stoffen te berekenen, beide zodat het niet voorbij is of nodig is tijdens de reactie, en ook om te berekenen hoeveel een bepaalde hoeveelheid product moet worden verkregen.

Voorbeeld:

Als we ons vorige voorbeeld van ijzerchloride gebruiken en we willen weten hoeveel chloor er is te combineren met 100 gram ijzer, en weet hoeveel ijzertrichloride is zal produceren.

De vergelijking die de reactie uitdrukt is de volgende:

2Fe + 3Cl₂ -> 2FeCl₃

Nu doen we de molaire berekening door de atomaire massa's af te ronden:

Fe = 56

kl₂ = 70

FeCl₃ = 161

Tot nu toe hebben we de waarde van 1 mol van elke stof. Nu zien we dat het getal dat het aantal reactieve en productmoleculen aangeeft ook wel stoichiometrische coëfficiënten het vertelt ons hoeveel mol van die stof een wisselwerking heeft. In het geval dat de coëfficiënt 1 is, wordt deze niet geschreven.

Dus door de waarden te vervangen die we zullen hebben:

2Fe = 2 (56) = 112

3Cl₂ = 3(70) = 210

2FeCl₃ = 2(161) = 322

We passen de regel van drie toe om de massa van chloor te berekenen:

100/112 = x / 210

21000/112=187.5

Er is dus 187,5 gram chloor nodig om volledig met het ijzer te reageren.

Nu passen we de regel van 3 toe om het resulterende product te berekenen:

100/112 = x / 322

32200/112=287.5

Er wordt dus 287,5 gram ijzertrichloride geproduceerd.

Als we de grammen optellen die zijn verkregen met de relatie, hebben we als resultaat:

100 + 187.5 = 287.5

Waarmee we controleren of de bedragen kloppen.

Stoichiometrische notatie

Om dubbelzinnigheden en verwarring te voorkomen bij het uitdrukken van de naam en samenstelling van de verbindingen, in de verschillende soorten chemische notaties van anorganische verbindingen, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) heeft het gebruik van stoichiometrische notatie gepromoot, voornamelijk gebruikt in academische en onderzoeksgebieden, waarmee het gebruik van achtervoegsels of Romeinse cijfers wordt gewijzigd, door het gebruik van Griekse numerieke voorvoegsels die het aantal atomen aangeven van elk element waaruit de moleculen. In het geval van eenheidsatomen wordt het voorvoegsel weggelaten.

In de stoichiometrische notatie wordt eerst het elektropositieve element of ion genoemd, gevolgd door het elektronegatieve element.

Formule Oude notatie Stoichiometrische notatie

FeO IJzeroxide, IJzeroxide IJzeroxide

Geloof₂OF₃: IJzeroxide, IJzer III-oxide Di-ijzertrioxide

Geloof₃OF₄: IJzeroxide IV Tri-ijzertetraoxide

Voorbeelden van toepassingen van het stoichiometrische principe

voorbeeld 1: Breng de volgende vergelijking in evenwicht:

HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Toepassing van de oxidereductiemethode (REDOX):

HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

(+1-1)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Zoals we kunnen zien, is mangaan verlaagd van +4 naar +2.

Als we de waarden voor elk element bekijken, met uitzondering van mangaan, dat is verlaagd, zien we de volgende waarden:

Element reactieve producten

Waterstof +1 +4

Chloor -1 -4

Zuurstof -4 -4

Dus nu moeten we de getallen in evenwicht brengen, zodat ze aan beide kanten van de vergelijking dezelfde waarden hebben. Aangezien chloor en waterstof in hetzelfde molecuul zitten, betekent dit dat er 4 moleculen zoutzuur nodig zijn om de waarden in evenwicht te brengen:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

(+4-4)+(+4-4) --> (+2-2) + (+4-4)+ (-0)

Voorbeeld 2: In de bovenstaande vergelijking:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Bereken hoeveel gram mangaandioxide er nodig is om 80 gram mangaandichloride te produceren.

We berekenen eerst het molecuulgewicht van elk molecuul (we ronden af ​​met hele getallen):

HCl = 1 + 35 = 36 X 4 = 144

MnO₂ = 55 + 16 + 16 = 87

MnCl₂ = 55 + 35 + 35 = 125

H₂O = 1 + 1 + 16 = 18 X 2 = 36

kl₂ = 35 + 35 = 70

We passen de regel van drie toe:

x / 87 = 80/125 = 6960/125 = 55,58

Je hebt dus 55,58 gram magnesiumdioxide nodig.

Voorbeeld 3: In de bovenstaande vergelijking:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Bereken hoeveel gram zoutzuur er nodig is om de 80 gram mangaandichloride te produceren.

Omdat we de waarden al kennen, passen we de regel van drie toe:

x / 144 = 80/125 = 11520/125 = 92.16

Er is 92,16 gram zoutzuur voor nodig.

Voorbeeld 4: In dezelfde vergelijking:

4HCl + MnO₂ -> MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂

Bereken hoeveel gram water wordt geproduceerd door 125 gram mangaandichloride te produceren.

We vervangen de waarden en passen de regel van drie toe:

x / 36 = 125/125 = 4500/125 = 36

Er wordt 36 gram water geproduceerd.