Coefficient de stoechiométrie. La stoechiométrie est la base des calculs chimiques

Lors de l'élaboration d'une équation pour une réaction redox, il est nécessaire de déterminer l'agent réducteur, l'agent oxydant et le nombre d'électrons donnés et reçus. Il existe principalement deux méthodes pour compiler les équations des réactions redox :
1) balance électronique– basée sur la détermination du nombre total d'électrons passant de l'agent réducteur à l'agent oxydant ;
2) balance électronique ionique- prévoit la compilation séparée des équations pour le processus d'oxydation et de réduction avec leur sommation ultérieure dans une méthode commune d'équation-demi-réaction ionique. Dans cette méthode, il est nécessaire de trouver non seulement les coefficients pour l'agent réducteur et l'agent oxydant, mais aussi pour les molécules du milieu. Selon la nature du milieu, le nombre d'électrons acceptés par l'oxydant ou perdus par le réducteur peut varier.
1) Balance électronique - une méthode pour trouver les coefficients dans les équations des réactions redox, qui considère l'échange d'électrons entre les atomes d'éléments qui changent leur état d'oxydation. Le nombre d'électrons cédés par l'agent réducteur est égal au nombre d'électrons reçus par l'agent oxydant.

L'équation est compilée en plusieurs étapes:

1. Notez le schéma de réaction.

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2. Inscrivez les états d'oxydation au-dessus des signes des éléments qui changent.

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O

3. Attribuez les éléments qui modifient le degré d'oxydation et déterminez le nombre d'électrons acquis par l'agent oxydant et cédés par l'agent réducteur.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Égalisez le nombre d'électrons acquis et donnés, établissant ainsi les coefficients pour les composés dans lesquels il y a des éléments qui changent l'état d'oxydation.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0

5. Des coefficients sont sélectionnés pour tous les autres participants à la réaction. Dans ce cas, 10 molécules de HCl participent au processus de réduction et 6 au processus d'échange d'ions (liaison des ions potassium et manganèse).

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O

2) Méthode d'équilibre ion-électron.

1. Notez le schéma de réaction.

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

2. Écrivez des schémas de demi-réactions, en utilisant des particules réellement présentes (molécules et ions) en solution. Dans le même temps, nous résumons le bilan matière, c'est-à-dire le nombre d'atomes des éléments participant à la demi-réaction du côté gauche doit être égal à leur nombre du côté droit. Formes oxydées et réduites le comburant et le réducteur diffèrent souvent par leur teneur en oxygène (comparer Cr 2 O 7 2− et Cr 3+). Par conséquent, lors de la compilation des équations de demi-réaction à l'aide de la méthode de l'équilibre électron-ion, elles incluent des paires H + /H 2 O (pour acide environnement) et OH - / H 2 O (pour alcalin environnement). Si lors du passage d'une forme à une autre, la forme d'origine (généralement − oxydé) perd ses ions oxydes (indiqués ci-dessous entre crochets), ces derniers, n'existant pas sous forme libre, doivent être en acide milieu sont combinés avec des cations hydrogène, et dans alcalin milieu - avec des molécules d'eau, ce qui conduit à la formation molécules d'eau(en milieu acide) et ions hydroxyde(en milieu alcalin) :

milieu acide+ 2H + = H 2 O exemple : Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
environnement alcalin+ H 2 O \u003d 2 OH - exemple: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

manque d'oxygène dans la forme originale (plus souvent dans la forme restaurée) par rapport à la forme finale est compensée par l'ajout molécules d'eau(dans acide environnement) ou ions hydroxyde(dans alcalin environnement):

milieu acide H 2 O = + 2H + exemple : SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
environnement alcalin 2 OH - \u003d + H 2 O exemple : SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

Réduction de MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + oxydation

3. Nous résumons l'équilibre électronique, suivant la nécessité de l'égalité de la charge totale dans les parties droite et gauche des équations de demi-réaction.

Dans l'exemple ci-dessus, sur le côté droit de l'équation de demi-réaction de réduction, la charge totale des ions est +7, sur la gauche - +2, ce qui signifie que cinq électrons doivent être ajoutés sur le côté droit :

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

Dans l'équation de la demi-réaction d'oxydation, la charge totale du côté droit est -2, du côté gauche 0, ce qui signifie qu'il faut soustraire deux électrons du côté droit :

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Ainsi, dans les deux équations, l'équilibre ion-électron est mis en œuvre et il est possible d'y mettre des signes égaux au lieu de flèches :

MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H +

4. En suivant la règle de la nécessité d'égalité du nombre d'électrons reçus par l'agent oxydant et cédés par l'agent réducteur, on trouve le plus petit commun multiple du nombre d'électrons dans les deux équations (2∙5 = 10).

5. Nous multiplions par les coefficients (2.5) et additionnons les deux équations en additionnant les parties gauche et droite des deux équations.

MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O 2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H + 5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-

ou sous forme moléculaire :

5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

Cette méthode considère la transition des électrons d'un atome ou d'un ion à un autre, en tenant compte de la nature du milieu (acide, alcalin ou neutre) dans lequel la réaction a lieu. En milieu acide, dans les équations de demi-réaction, pour égaliser le nombre d'atomes d'hydrogène et d'oxygène, il faut utiliser des ions hydrogène H + et des molécules d'eau, en basique, des ions hydroxyde OH - et des molécules d'eau. Ainsi, dans les produits obtenus, du côté droit de l'équation électron-ionique, il y aura des ions hydrogène (et non des ions hydroxydes) et des molécules d'eau (milieu acide) ou des ions hydroxydes et des molécules d'eau (milieu alcalin). Ainsi, par exemple, l'équation de la demi-réaction de réduction d'un ion permanganate en milieu acide ne peut pas être compilée avec la présence d'ions hydroxyde sur le côté droit :

MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē \u003d Mn 2+ + 8OH -.

Correctement: MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Autrement dit, lors de l'écriture d'équations électron-ioniques, il faut partir de la composition des ions réellement présents dans la solution. De plus, comme dans la préparation des équations ioniques abrégées, les substances peu dissociables, peu solubles ou libérées sous forme de gaz doivent être écrites sous forme moléculaire.

L'établissement des équations des réactions redox par la méthode des demi-réactions conduit au même résultat que la méthode de la balance électronique.

Comparons les deux méthodes. L'avantage de la méthode de la demi-réaction par rapport à la méthode de l'équilibre électronique est que qu'il n'utilise pas des ions hypothétiques, mais des ions réels.

Lors de l'utilisation de la méthode de demi-réaction, il n'est pas nécessaire de connaître l'état d'oxydation des atomes. L'écriture d'équations de demi-réaction ionique séparées est nécessaire pour comprendre les processus chimiques dans une cellule galvanique et pendant l'électrolyse. Avec cette méthode, le rôle de l'environnement en tant que participant actif dans l'ensemble du processus est visible. Enfin, lors de l'utilisation de la méthode de demi-réaction, il n'est pas nécessaire de connaître toutes les substances résultantes, elles apparaissent dans l'équation de réaction lors de sa dérivation. Par conséquent, la méthode des demi-réactions doit être préférée et utilisée dans la préparation des équations pour toutes les réactions redox se produisant dans des solutions aqueuses.

Dans cette méthode, les états d'oxydation des atomes dans les substances initiales et finales sont comparés, guidés par la règle: le nombre d'électrons donnés par l'agent réducteur doit être égal au nombre d'électrons attachés à l'agent oxydant. Pour établir une équation, vous devez connaître les formules des réactifs et des produits de réaction. Ces derniers sont déterminés soit empiriquement, soit sur la base de propriétés connues des éléments.

La méthode de l'équilibre ion-électron est plus polyvalente que la méthode de l'équilibre électronique et présente un avantage indéniable dans la sélection des coefficients dans de nombreuses réactions redox, en particulier avec la participation de composés organiques, dans lesquels même la procédure de détermination des états d'oxydation est très compliqué.

Considérons, par exemple, le processus d'oxydation de l'éthylène qui se produit lorsqu'il est passé à travers une solution aqueuse de permanganate de potassium. En conséquence, l'éthylène est oxydé en éthylène glycol HO-CH 2 -CH 2 -OH et le permanganate est réduit en oxyde de manganèse (IV). De plus, comme il ressort de l'équation du bilan final, de l'hydroxyde de potassium se forme également sur la droite:

KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH

Équation de la demi-réaction de réduction et d'oxydation :

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnO 2 + 4OH - 2 récupération

C 2 H 4 + 2OH - - 2e \u003d C 2 H 6 O 2 3 oxydation

Nous résumons les deux équations, soustrayons les ions hydroxyde présents sur les côtés gauche et droit.

On obtient l'équation finale :

2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH

Lors de l'utilisation de la méthode de l'équilibre ion-électron pour déterminer les coefficients dans les réactions impliquant des composés organiques, il est pratique de considérer les états d'oxydation des atomes d'hydrogène égaux à +1, oxygène -2, et de calculer le carbone en utilisant l'équilibre des charges positives et négatives dans la molécule (ion). Ainsi, dans une molécule d'éthylène, la charge totale est nulle :

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

signifie le degré d'oxydation de deux atomes de carbone - (-4) et un (X) - (-2).

De même, dans la molécule d'éthylène glycol C 2 H 6 O 2 on retrouve l'état d'oxydation du carbone (X) :

2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1

Dans certaines molécules de composés organiques, un tel calcul conduit à une valeur fractionnaire de l'état d'oxydation du carbone, par exemple, pour une molécule d'acétone (C 3 H 6 O), il est de -4/3. L'équation électronique estime la charge totale des atomes de carbone. Dans une molécule d'acétone, c'est -4.

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Lors de l'élaboration d'une équation pour une réaction redox (ORR), il est nécessaire de déterminer l'agent réducteur, l'agent oxydant et le nombre d'électrons donnés et reçus. Les coefficients stoechiométriques OVR sont sélectionnés en utilisant soit la méthode de l'équilibre électronique, soit la méthode de l'équilibre électron-ion (cette dernière est également appelée méthode de la demi-réaction). Regardons quelques exemples. Comme exemple de compilation d'équations OVR et de sélection de coefficients stoechiométriques, nous analysons le processus d'oxydation du disulfure de fer (II) (pyrite) avec de l'acide nitrique concentré : Tout d'abord, nous déterminons les produits de réaction possibles. L'acide nitrique est un agent oxydant puissant, de sorte que l'ion sulfure peut être oxydé soit à l'état d'oxydation maximal S (H2S04) ou à S (SO2), et Fe à Fe, tandis que HN03 peut être réduit à N0 ou N02 (l'ensemble de produits spécifiques est déterminée concentrations de réactifs, température, etc.). Choisissons l'option possible suivante : H20 sera du côté gauche ou droit de l'équation, nous ne le savons pas encore. Il existe deux méthodes principales pour sélectionner les coefficients. Appliquons d'abord la méthode de l'équilibre électron-ion. L'essence de cette méthode réside dans deux déclarations très simples et très importantes. Premièrement, dans cette méthode, la transition des électrons d'une particule à une autre est considérée avec la considération obligatoire de la nature du milieu (acide, alcalin ou neutre). Deuxièmement, lors de la compilation de l'équation de l'équilibre électron-ion, seules les particules qui existent réellement au cours d'un OVR donné sont écrites - seuls les cations ou annones réellement existants sont écrits sous forme d'ions; Les substances mal dissociées, insolubles ou libérées sous forme de gaz sont écrites sous forme moléculaire. Lors de la compilation d'une équation des processus d'oxydation et de réduction, pour égaliser le nombre d'atomes d'hydrogène et d'oxygène, on introduit (selon le milieu) soit des molécules d'eau et des ions hydrogène (si le milieu est acide), soit des molécules d'eau et des ions hydroxyde (si le milieu est alcalin). Considérons pour notre cas la demi-réaction d'oxydation. Les molécules de FeS2 (substance peu soluble) sont converties en ions Fe3+ (le nitrate de fer (II) se dissocie complètement en ions) et en ions sulfate S042" (dissociation de H2SO4) : Considérons maintenant la demi-réaction de réduction du nitrate : pour égaliser l'oxygène, ajoutez 2 à droite les molécules d'eau, et à gauche - 4 ions H+ : Pour égaliser la charge au côté gauche (charge +3), ajouter 3 électrons : Enfin, on a : En réduisant les deux parties de 16H+ et 8H20, on obtenir l'équation ionique finale réduite de la réaction redox : en ajoutant le nombre correspondant d'ions NOJ nH+ aux deux côtés de l'équation, nous trouvons l'équation moléculaire de la réaction : De plus, nous avons pris en compte l'influence de l'environnement et déterminé "automatiquement" que H20 est du bon côté de l'équation. Il ne fait aucun doute que cette méthode a une grande signification chimique. Méthode d'équilibre empirique. L'essence de la méthode pour trouver les coefficients stoechiométriques dans les équations OVR est la détermination obligatoire des états d'oxydation des atomes des éléments impliqués dans l'OVR. En utilisant cette approche, nous égalisons à nouveau la réaction (11.1) (ci-dessus, nous avons appliqué la méthode des demi-réactions à cette réaction). Le processus de réduction est décrit simplement: Il est plus difficile d'établir un schéma d'oxydation, car deux éléments sont oxydés à la fois - Fe et S. Vous pouvez attribuer un état d'oxydation de +2 au fer, au soufre - 1 et prendre en compte qu'il y a deux atomes de S par atome de Fe : Vous pouvez cependant vous passer de la détermination des états d'oxydation et écrire un schéma ressemblant au schéma (11.2) : Le côté droit a une charge de +15, le côté gauche a une charge de 0 , donc FeS2 doit céder 15 électrons. Nous écrivons l'équilibre global : Nous devons « comprendre » un peu plus l'équation d'équilibre résultante - elle montre que 5 molécules HN03 sont utilisées pour oxyder FeS2 et 3 autres molécules HNO sont nécessaires pour former Fe(N03)j : Pour égaliser l'hydrogène et de l'oxygène, à la partie droite, vous devez ajouter 2 molécules H2O: La méthode de l'équilibre électron-ion est plus polyvalente que la méthode de l'équilibre électronique et présente un avantage indéniable dans la sélection des coefficients dans de nombreux OTS, en particulier avec la participation de composés organiques, dans lesquels même la procédure de détermination des états d'oxydation est très compliquée . - Considérons, par exemple, le processus d'oxydation de l'éthylène, qui se produit lorsqu'il est passé à travers une solution aqueuse de permanganate de potassium. En conséquence, l'éthylène est oxydé en éthylène glycol HO - CH2 - CH2 - OH, et le permanganate est réduit en oxyde de manganèse (TV). De plus, comme il ressort de l'équation du bilan final, de l'hydroxyde de potassium se forme également à droite. : Après avoir fait les réductions nécessaires de tels termes, on écrit l'équation sous la forme moléculaire finale * Influence de l'environnement sur la nature du flux OVR Les exemples (11.1) - (11.4) illustrent bien la "technique" d'utilisation de la méthode de l'équilibre électron-ion dans le cas d'un écoulement OVR en milieu acide ou alcalin. La nature du milieu ! influence le cours de l'un ou l'autre OVR ; pour « ressentir » cette influence, considérons le comportement d'un même agent oxydant (KMnO4) dans différents milieux., récupérant jusqu'à Mn+4 (Mn0j), et le minimum - dans la force du dernier, dans lequel le Shaiyaaapsya ressuscité jusqu'à (mvnganat-nOn Mn042"). Ceci est expliqué comme suit. Les acides de la ligne de dissociation forment des ions hydroxyde ffjO +, qui polarisent fortement les ions MoOH 4 "Affaiblissent les liaisons du manganèse avec l'oxygène (renforçant ainsi l'action de l'agent réducteur) .. En milieu neutre, l'effet polarisant des molécules d'eau est significativement c-aafep. >"ions MnO ; beaucoup moins polarisé. En milieu fortement alcalin, les ions hydroxydes « renforcent même la liaison Mn-O, ce qui fait que l'efficacité du réducteur diminue et que MnO^ n'accepte qu'un seul électron. Un exemple du comportement du permanganate de potassium en milieu neutre est représenté par la réaction (11.4). Donnons également un exemple de réactions impliquant KMnOA dans des milieux acides et alcalins

Pour chaque substance dans la réaction, il existe les quantités suivantes de la substance :

Quantité initiale de la ième substance (quantité de substance avant le début de la réaction) ;

La quantité finale de la ième substance (la quantité de substance à la fin de la réaction);

La quantité de substance ayant réagi (pour les substances de départ) ou formée (pour les produits de réaction).

Étant donné que la quantité d'une substance ne peut pas être négative, pour les substances de départ

Depuis >.

Pour les produits de réaction >, donc, .

Rapports stoechiométriques - rapports entre les quantités, les masses ou les volumes (pour les gaz) de substances ou de produits de réaction en réaction, calculés sur la base de l'équation de réaction. Les calculs utilisant des équations de réaction sont basés sur la loi fondamentale de la stœchiométrie : le rapport des quantités de substances réagissantes ou formées (en moles) est égal au rapport des coefficients correspondants dans l'équation de réaction (coefficients stœchiométriques).

Pour la réaction aluminothermique décrite par l'équation :

3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,

les quantités de substances ayant réagi et de produits de réaction sont liées comme

Pour les calculs, il est plus pratique d'utiliser une autre formulation de cette loi: le rapport de la quantité d'une substance ayant réagi ou formée à la suite d'une réaction à son coefficient stoechiométrique est une constante pour une réaction donnée.

En général, pour une réaction de la forme

aA + bB = cC + dD,

où les petites lettres désignent des coefficients et les grandes lettres désignent des produits chimiques, les quantités de réactifs sont liées par :

Deux termes quelconques de ce rapport, liés par égalité, forment la proportion d'une réaction chimique : par exemple,

Si la masse de la substance formée ou ayant réagi de la réaction est connue pour la réaction, sa quantité peut être trouvée par la formule

puis, en utilisant la proportion de la réaction chimique, peut être trouvé pour les substances restantes de la réaction. Une substance, en masse ou en quantité, dont on trouve les masses, quantités ou volumes des autres participants à la réaction, est parfois appelée substance de référence.

Si les masses de plusieurs réactifs sont données, le calcul des masses des substances restantes est effectué en fonction de celle des substances qui manque, c'est-à-dire qui est complètement consommée dans la réaction. Les quantités de substances qui correspondent exactement à l'équation de réaction sans excès ni carence sont appelées quantités stoechiométriques.

Ainsi, dans les tâches liées aux calculs stoechiométriques, l'action principale consiste à trouver la substance de référence et à calculer sa quantité qui est entrée ou formée à la suite de la réaction.

Calcul de la quantité d'un solide individuel

où est la quantité de solide individuel A ;

Masse du solide individuel A, g ;

Masse molaire de la substance A, g/mol.

Calcul de la quantité de minéral naturel ou de mélange de solides

Soit la pyrite minérale naturelle dont le composant principal est FeS 2 . En plus de cela, la composition de la pyrite comprend des impuretés. Le contenu du composant principal ou des impuretés est indiqué en pourcentage en masse, par exemple, .

Si le contenu du composant principal est connu, alors

Si la teneur en impuretés est connue, alors

où est la quantité de substance individuelle FeS 2, mol ;

Masse du minéral pyrite, g.

De même, la quantité d'un composant dans un mélange de solides est calculée si sa teneur en fractions massiques est connue.

Calcul de la quantité de matière d'un liquide pur

Si la masse est connue, le calcul est similaire au calcul d'un solide individuel.

Si le volume du liquide est connu, alors

1. Trouver la masse de ce volume de liquide :

m f = V f s f,

où m W est la masse de liquide g ;

V W - volume de liquide, ml;

c w est la masse volumique du liquide, g/ml.

2. Trouvez le nombre de moles de liquide :

Cette technique convient à tout état agrégé de la matière.

Déterminer la quantité de substance H 2 O dans 200 ml d'eau.

Solution : si la température n'est pas spécifiée, la densité de l'eau est supposée être de 1 g/ml, alors :

Calculer la quantité d'un soluté dans une solution si sa concentration est connue

Si la fraction massique du soluté, la densité de la solution et son volume sont connus, alors

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,

où m p-ra est la masse de la solution, g ;

V p-ra - le volume de la solution, ml;

avec r-ra - la densité de la solution, g / ml.

où est la masse de la substance dissoute, g;

Fraction massique de la substance dissoute, exprimée en %.

Déterminer la quantité de substance acide nitrique dans 500 ml d'une solution acide à 10 % d'une densité de 1,0543 g/ml.

Déterminer la masse de la solution

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1,0543 \u003d 527,150 g

Déterminer la masse de HNO 3 pur

Déterminer le nombre de moles de HNO 3

Si la concentration molaire du soluté et de la substance et le volume de la solution sont connus, alors

où est le volume de la solution, l;

Concentration molaire de la ième substance en solution, mol/l.

Calcul de la quantité d'une substance gazeuse individuelle

Si la masse d'une substance gazeuse est donnée, elle est calculée par la formule (1).

Si le volume mesuré dans des conditions normales est donné, alors selon la formule (2), si le volume d'une substance gazeuse est mesuré dans d'autres conditions, alors selon la formule (3), les formules sont données aux pages 6-7.

Qui étudie les relations quantitatives entre les substances qui sont entrées dans la réaction et se sont formées au cours de celle-ci (de l'autre grec "stechion" - "composition élémentaire", "meitren" - "je mesure").

La stœchiométrie est la plus importante pour les calculs de matière et d'énergie, sans laquelle il est impossible d'organiser toute production chimique. La stoechiométrie chimique permet de calculer la quantité de matières premières nécessaires à une production particulière, en tenant compte des performances souhaitées et des pertes éventuelles. Aucune entreprise ne peut être ouverte sans calculs préalables.

Un peu d'histoire

Le mot même "stœchiométrie" est une invention du chimiste allemand Jeremy Benjamin Richter, proposée par lui dans son livre, dans lequel l'idée de la possibilité de calculs utilisant des équations chimiques a été décrite pour la première fois. Plus tard, les idées de Richter ont reçu une justification théorique avec la découverte des lois d'Avogadro (1811), de Gay-Lussac (1802), de la loi de constance de composition (J.L. Proust, 1808), des rapports multiples (J. Dalton, 1803) et du développement de théorie atomique et moléculaire. Or ces lois, ainsi que la loi des équivalents, formulée par Richter lui-même, sont appelées les lois de stoechiométrie.

Le concept de "stœchiométrie" est utilisé en relation à la fois avec les substances et les réactions chimiques.

Équations stoechiométriques

Réactions stoechiométriques - réactions dans lesquelles les substances de départ interagissent dans certains rapports et la quantité de produits correspond à des calculs théoriques.

Les équations stoechiométriques sont des équations qui décrivent les réactions stoechiométriques.

Les équations stoechiométriques) montrent les relations quantitatives entre tous les participants à la réaction, exprimées en moles.

La plupart des réactions inorganiques sont stoechiométriques. Par exemple, trois réactions successives pour produire de l'acide sulfurique à partir de soufre sont stoechiométriques.

S + O2 → SO2

SO2 + ½O2 → SO3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Les calculs utilisant ces équations de réaction peuvent déterminer la quantité de chaque substance à prendre pour obtenir une certaine quantité d'acide sulfurique.

La plupart des réactions organiques ne sont pas stoechiométriques. Par exemple, l'équation de réaction pour le craquage de l'éthane ressemble à ceci :

C2H6 → C2H4 + H2.

Cependant, en réalité, lors de la réaction, différentes quantités de sous-produits seront toujours obtenues - acétylène, méthane et autres, qui ne peuvent pas être calculées théoriquement. Certaines réactions inorganiques défient également les calculs. Par exemple, le nitrate d'ammonium :

NH4NO3 → N2O + 2H2O.

Il va dans plusieurs directions, il est donc impossible de déterminer quelle quantité de matière première doit être prélevée pour obtenir une certaine quantité d'oxyde nitrique (I).

La stoechiométrie est la base théorique de la production chimique

Toutes les réactions utilisées dans ou en production doivent être stoechiométriques, c'est-à-dire soumises à des calculs précis. L'usine ou l'usine sera-t-elle rentable ? La stoechiométrie permet de le savoir.

Sur la base des équations stoechiométriques, un bilan théorique est réalisé. Il est nécessaire de déterminer quelle quantité de matières premières sera nécessaire pour obtenir la quantité souhaitée du produit d'intérêt. De plus, des expériences opérationnelles sont réalisées, qui montreront la consommation réelle des matières premières et le rendement des produits. La différence entre les calculs théoriques et les données pratiques vous permet d'optimiser la production et d'évaluer l'efficacité économique future de l'entreprise. Des calculs stœchiométriques permettent également d'établir le bilan thermique du procédé afin de sélectionner les équipements, de déterminer les masses de sous-produits formés qu'il faudra éliminer, etc.

Substances stoechiométriques

Selon la loi de constance de composition proposée par J.L. Proust, tout produit chimique a une composition constante, quel que soit le mode de préparation. Cela signifie que, par exemple, dans une molécule d'acide sulfurique H 2 SO 4, quelle que soit la méthode par laquelle elle a été obtenue, il y aura toujours un atome de soufre et quatre atomes d'oxygène pour deux atomes d'hydrogène. Toutes les substances qui ont une structure moléculaire sont stoechiométriques.

Cependant, les substances sont de nature répandue, dont la composition peut différer selon la méthode de préparation ou la source d'origine. La grande majorité d'entre eux sont des substances cristallines. On pourrait même dire que pour les solides, la stoechiométrie est l'exception plutôt que la règle.

Par exemple, considérons la composition du carbure et de l'oxyde de titane bien étudiés. Dans l'oxyde de titane TiO x X = 0,7-1,3, soit de 0,7 à 1,3 atomes d'oxygène par atome de titane, dans le carbure TiC x X = 0,6-1,0.

Le caractère non stoechiométrique des solides s'explique par un défaut interstitiel aux nœuds du réseau cristallin ou, au contraire, par l'apparition de lacunes aux nœuds. Ces substances comprennent des oxydes, des siliciures, des borures, des carbures, des phosphures, des nitrures et d'autres substances inorganiques, ainsi que des substances organiques de haut poids moléculaire.

Et bien que la preuve de l'existence de composés à composition variable n'ait été présentée qu'au début du XXe siècle par I.S. Kurnakov, ces substances sont souvent appelées berthollides du nom du scientifique K.L. Berthollet, qui a suggéré que la composition de toute substance change.