2 Основные понятия стехиометрии - umotnas.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Законы стехиометрии. Закон сохранения массы веществ. Законы стехиометрии. 1 34kb.
Статья Основные понятия, используемые в настоящем законе используются... 1 148.08kb.
Тема Основные понятия теории множеств 1 84.78kb.
Основные понятия §1 Операции над комплексными числами 3 866.87kb.
Уроки 1-2 : Основные понятия. Ввод данных в таблицу 1 127.81kb.
Экзаменационные вопросы по математическому анализу 1 90.72kb.
Введение. Основные понятия понятие «организация» Организация от позднелат 4 1491.23kb.
Экзаменационные билеты по дисциплине «криптографические методы и... 1 29.99kb.
С. Короткий. Нейронные сети: основные положения 1 119.79kb.
Основные понятия и проблемы философии 1 46.04kb.
1 Основные понятия и определения в инновационном менеджменте 1 24.01kb.
Конспект урока по теме: «Основные законы общей химии» 1 60.6kb.
Викторина для любознательных: «Занимательная биология» 1 9.92kb.

2 Основные понятия стехиометрии - страница №1/1

Основные понятия и законы стереометрии

Моль, постоянная Авогадро, молярная масса. Законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, Авогадро, простых объемных отношений. Химический эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.

2.1. Основные понятия стехиометрии

Стехиометрия — раздел химии, в котором изучаются количественный состав веществ и соотношения между количествами реагентов, вступающих в химическую реакцию, и количествами продуктов, образующихся в результате реакции.

Установление количественных соотношений в стехиометрии производится на основе понятия моль. В Международной системе единиц (СИ) моль является единицей измерения количества вещества и относится к числу семи основных единиц этой системы. Другие основные единицы СИ: метр — м, килограмм — кг, секунда — с, ампер — А, кельвин — К и кандела — кд.




Моль — количество вещества, содержащее столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12С.

Структурными элементами могут быть атомы, молекулы, ионы, электроны и другие частицы. Число атомов в 0,012 кг углерода равно 6,022 1023. Такое же число молекул содержится в 1 молы любого вещества с молекулярной структурой. Например, 1 молы молекул водорода содержит 6,022. 1023 молекул Н2. Величина Н, равная 6,022 1023 моль, относится к фундаментальным физическим постоянным и называется постоянной Авогадро.




Молярная масса — масса 1 моль вещества.

В соответствии с СИ она измеряется в кг/моль, но для химических расчетов удобнее использовать молярные массы, выраженные в г/моль. Обозначают молярную массу буквой М. Например, молярная масса воды М(Н20) = 0,018 кг/моль = 18 г/моль.



Стехиометрические коэффициенты — числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях реакций. Они определяют соотношения количеств исходных веществ и продуктов реакции. Например, стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции получения простого суперфосфата
Са3(Р04)2 + 2S04 = Са(Н2РО4)2 + 2СаSO4
свидетельствуют, что для получения 1 молы дигидрофосфата кальция Са(Н2РО4)2 надо взять 1 моль фосфата кальция Са3(Р04)2 и 2 моль серной кислоты Н2S04.
Стехиометрические индексы это числа, стоящие в химических формулах справа внизу при символах химических элементов. Они характеризуют количественное содержание химических элементов в соединениях. Например, индексы в формуле гидразина N2Н4 показывают, что в молекуле гидразина на 2 атома азота приходится 4 атома водорода, а в 1 моль молекул гидразина на 2 моль атомов азота приходится 4 моль атомов водорода.


2.2. Законы стехиометрии

Основные законы стехиометрии открыты в конце ХVIII начале ХIХ в. и послужили базой для превращения химии из описательной науки в науку, использующую математические методы.


Закон сохранения массы открыт М. В. Ломоносовым в 1760 г., однако широкое распространение он получил в результате работ французского химика А. Лавуазье, который сформулировал его в 1789 г.


Общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции.

Например, если в реакцию, которая описывается уравнением


2Zn + О2 = 2ZnО
вступают 130 г цинка и 32 г кислорода (общая масса 162 г), то масса образовавшегося оксида цинка равна 162 г.
В соответствии с теорией относительности, открытой в 1905 г. А. Эйнштейном, было доказано, что закон сохранения массы не вполне точен. Общая масса веществ в ходе реакции должна изменяться в результате выделения или поглощения энергии согласно уравнению
дельта Е = дельта тс2

где дельта Е — изменение энергии; дельта т соответствующее изменение массы; с — скорость света в вакууме.


Однако в химических реакциях изменения массы вследствие энергетических эффектов неощутимо малы. Поэтому в химии принято считать, что закон сохранения массы выполняется строго.
Закон кратных отношений был установлен Дж. Дальтоном в 1803 г.


Если два элемента образуют между собой более одного соединения, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Действие этого закона можно проиллюстрировать на примере оксидов азота (табл. 2.1).


Закон постоянства состава сформулировал Ж. Пруст в 1808 г.
Каждое химическое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные количества их атомов выражаются целыми числами.

Позднее в связи с разработкой и внедрением методов, позволяющих более точно определять количественный состав соединений, была установлена ограниченность действия законов кратных отношений и постоянства состава. Оказалось, что они справедливы лишь для веществ, состоящих из молекул, и что существуют нестехиометрические соединения, в которых отношения количеств атомов различных химических элементов не могут быть точно выражены малыми целыми числами.

Таблица 2.1

Отношение масс кислорода в оксидах азота

Оксид азота

Масса кислорода, приходящаяся на 1г азота

Отношение масс кислорода, приходящихся на 1г азота, к 0,5714г (той же величине для N2O)

N2O

NO

N2O3



N2O4

N2O5



(1 х 16) : (2 х 14) = 0,5714

(1 х 16) : (1 х 14) = 1,1428

(3 х 16) : (2 х 14) = 1,7143

(4 х 16) : (2 х 14) = 2,2857

(5 х 16) : (2 х 14) = 2,8571


1 : 1

2 : 1


3 : 1

4 : 1


5 : 1

Стехиометрические индексы в формулах таких соединений могут быть нецелочисленными. Например, состав оксида железа(II) может быть изображен формулами Fе0, 95O или Fе0,89O. Такая запись обозначает, что в кристаллах оксида железа (II) на 1 моль оксид -ионов приходится не 1 моль катионов Fе2+, а меньшее их количество, например 0,95 или 0,89 моль. Более того, состав нестехиометрических соединений зависит от способа их получения и может непрерывно изменяться в некотором диапазоне, который называют областью гомогенности. Поэтому общая формула оксида железа может быть записана как Fе1-х О. Нестехиометрия наиболее характерна для немолекулярных кристаллических соединений, например оксидов и сульфидов переходных
металлов. Она обусловлена тем, что реальная кристаллическая решетка имеет дефекты. В частности, часть узлов кристаллической решетки оксида железа (II), в которых должны находиться катионы Fе2+, вакантна. Электронейтральность кристалла Fе1-х О обеспечивается благодаря переходу части катионов железа из степени окисления +2 в +3. Из природных соединений к нестехиометрическим соединениям относятся, например, такие распространенные минералы, как полевые шпаты и шпинели.
Закон простых объемных отношений был открыт в 1808 г. Ж. Л. Гей-Люссаком.
При постоянном давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.

Например, в реакции

2СО + О2 = 2СО2

отношение объемов равно

V(СO) : V(O2) : V(СО2) = 2 : 1: 2.
Закон Авогадро открыт в 1811 г. А Авогадро.

В равных объемах различных газов при одинаковых температурах и давлении содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро следует:


• при нормальных условиях (давлении 101,3 кПа = 1 атм и температуре 273,15 К = О °С) 1 моль любого газа занимает объем 22,4л;
• плотности двух газов при одних и тех же давлении и температуре прямо пропорциональны их молярным массам.

Закон эквивалентов был сформулирован У. Волластоном в1807 г. Он базируется на понятии химический эквивалент.


Химический эквивалент это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна данному катиону водорода или в данной окислительно -восстановительной реакции — одному электрону.

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции, называют фактором эквивалентности. Это безразмерная величина, обозначаемая f экв. Фактор эквивалентности рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов данной реакции.


Например, в кислотно-основной реакции между сероводородной кислотой и гидроксидом натрия, взятом в избытке,
Н2S + 2 NаОН = Nа2S + 20
участвуют оба катиона водорода каждой молекулы Н2 S. В этом случае одному катиону Н эквивалентна условная частица — 1/2 молекулы Н2S, а f экв2S) = 1/2.
Если же сероводородная кислота и гидроксид натрия взяты в таких соотношениях, что в результате реакции образуется гидросульфид натрия
Н2S +NаОН = NаНS + Н20
то в каждой молекуле Н2S замещается только один катион водорода. В этом случае одному катиону Н эквивалентна реальная частица молекула Н2S и f экв2S) = 1.
В окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода

2S + 302 = 2Н20 + 2S02

степень окисления серы меняется с —2 до +4, молекула Н2S теряет шесть электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица 1/6 молекулы Н2S, f экв2S) = 1/6.
Из рассмотренных примеров следует:
• эквивалент одного и того же вещества может быть различным в зависимости от того, в какую реакцию это вещество вступает. Поэтому, рассчитывая эквивалент и фактор эквивалентности, обязательно нужно указывать, о какой реакции идет речь;
• фактор эквивалентности может быть равен единице или быть меньше единицы.

Количество эквивалента измеряется в молях, как и любое количество вещества.




Молярная масса эквивалента — масса 1 моль эквивалента.

Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества. Например, молярная масса сероводорода в кислотно-основной реакции с избытком гидроксида натрия вычисляется следующим образом:



М (1/2 Н2S) = f экв2S) х М(Н2S);
М (1/2 Н2S) = ½ х 34,06 = 17,03 г/моль,
а в реакции горения сероводорода она равна:
М (1/6 Н2S ) = f экв2S) х М (Н2S)
М (1/6 Н2S ) = 1/6 х 34,06 = 5,68 г/моль.
Используя определение молярной массы эквивалента, можно сформулировать закон эквивалентов.


Массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов.


Законы стехиометрии взаимосвязаны с атомно-молекулярным учением и образуют основу химии как фундаментальной науки. Стехиометрические расчеты повседневно применяются химиками и специалистами родственных областей знания.