Законы стехиометрии

Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы. В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).

1. Закон сохранения массы веществ: Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции. Это связано с тем, что в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ.

Например.

Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

2. Закон постоянства состава(Ж. Пруст):Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.

Например.

3. Закон кратных отношений(Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Например. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов следующего состава: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах.

4. Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.

5. Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

1. Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; N_A = 6,02∙10²³ моль^–1.

Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л ∙моль^–1.

6. Уравнение Менделеева-Клайперона (уравнение состояния идеального газа):

, где

- давление (Па)

- масса газа (г)

- молярная масса газа (г/моль)

- число молей газа

=8.3144 Дж/моль К – универсальная газовая постоянная

- температура ()

Таким образом, следствием из закона Авогадро является следующее выражение:

, где

- массы газов

- молярные массы газов

- относительная плотность первого газа по второму

7. Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

или: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

или: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Химический эквивалент – это такое количество элемента, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Для определения эквивалентной массы элемента не обязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент (эквивалентную массу) элемента можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент (эквивалентная масса) которого известна, т.е. исходя из валентности данного элемента. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Таким образом, химический эквивалент может быть вычислен по следующим формулам:

Для элемента: , где - валентность элемента

Для оксида: , где - число атомов элемента

Для кислоты:

Для основания:

Для соли: , где - число атомов металла

- валентность металла

, где - элемент, оксид, кислота, основание, соль - молярная масса (масса одного моля), численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г ∙моль^–1.

Из приведенных выше формул следует, что эквивалент для большинства элементов и их соединений является величиной переменной.

Например. Рассмотрим закись N₂O и монооксид NO азота.

В первом случае эквивалент оксида равен 22,

а во втором случае 15

Закон эквивалентов формульном виде может быть записан следующим образом:

, где

- массы взаимодействующих веществ

- молярные эквивалентные массы веществ

В ходе первой лабораторной работы вы будете находить эквивалент двухвалентного металла

http://edu.tsu.ru/index.php?sub=8&prg=17&subj=4503 платный курс