Koeficijent stehiometrije. Stehiometrija je osnova za kemijske izračune

Prilikom sastavljanja jednadžbe za redoks reakciju potrebno je odrediti redukcijsko sredstvo, oksidant te broj zadanih i primljenih elektrona. Postoje uglavnom dvije metode za sastavljanje jednadžbi redoks reakcija:
1) elektronička ravnoteža- na temelju određivanja ukupnog broja elektrona koji se kreću od redukcijskog sredstva do oksidacijskog sredstva;
2) ionsko-elektronska ravnoteža- predviđa odvojeno sastavljanje jednadžbi za proces oksidacije i redukcije s njihovim naknadnim zbrajanjem u zajedničku metodu ionske jednadžbe-polu-reakcije. U ovoj metodi potrebno je pronaći ne samo koeficijente za redukcijsko sredstvo i oksidacijsko sredstvo, već i za molekule medija. Ovisno o prirodi medija, broj elektrona prihvaćenih od strane oksidacijskog sredstva ili izgubljenih od strane reducira može varirati.
1) Elektronička ravnoteža – metoda za pronalaženje koeficijenata u jednadžbama redoks reakcija, koja razmatra razmjenu elektrona između atoma elemenata koji mijenjaju svoje oksidacijsko stanje. Broj elektrona koje je donirao redukcijski agens jednak je broju elektrona primljenih oksidacijskim sredstvom.

Jednadžba se sastavlja u nekoliko faza:

1. Zapišite reakcijsku shemu.

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

2. Zapišite oksidacijska stanja iznad znakova elemenata koji se mijenjaju.

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

3. Odredite elemente koji mijenjaju stupanj oksidacije i određuju broj elektrona koje oksidacijsko sredstvo stječe i koje reducira daje.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Izjednačiti broj stečenih i doniranih elektrona, čime se utvrđuju koeficijenti za spojeve u kojima postoje elementi koji mijenjaju oksidacijsko stanje.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Koeficijenti se biraju za sve ostale sudionike u reakciji. U tom slučaju 10 molekula HCl sudjeluje u procesu redukcije, a 6 u procesu ionske izmjene (vezivanje iona kalija i mangana).

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

2) Metoda ionsko-elektronske ravnoteže.

1. Zapišite reakcijsku shemu.

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

2. Zapišite sheme polureakcija, koristeći stvarno prisutne čestice (molekule i ione) u otopini. Ujedno zbrajamo materijalnu bilancu, t.j. broj atoma elemenata koji sudjeluju u polureakciji na lijevoj strani mora biti jednak njihovom broju na desnoj strani. Oksidirani i reducirani oblici oksidans i reduktor često se razlikuju po sadržaju kisika (usporedi Cr 2 O 7 2− i Cr 3+). Stoga, pri sastavljanju jednadžbi polu-reakcije metodom ravnoteže elektron-iona, one uključuju parove H + /H 2 O (za kiselo okoliš) i OH - / H 2 O (za alkalni okoliš). Ako se tijekom prijelaza iz jednog oblika u drugi izvorni oblik (obično − oksidirani) gubi svoje oksidne ione (prikazano dolje u uglastim zagradama), potonji, budući da ne postoje u slobodnom obliku, moraju biti u kiselo medij se kombiniraju s vodikovim kationima, a u alkalni medij - s molekulama vode, što dovodi do stvaranja molekule vode(u kiseloj sredini) i hidroksidnih iona(u alkalnom okruženju):

kiselo okruženje+ 2H + = H 2 O primjer: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
alkalna sredina+ H 2 O \u003d 2 OH - primjer: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

nedostatak kisika u izvornom obliku (češće u obnovljenom obliku) u odnosu na konačni oblik nadoknađuje se dodavanjem molekule vode(u kiselo okoliš) ili hidroksidnih iona(u alkalni okoliš):

kiselo okruženje H 2 O = + 2H + primjer: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
alkalna sredina 2 OH - \u003d + H 2 O primjer: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O redukcija

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

3. Zbrajamo elektroničku ravnotežu slijedeći potrebu za jednakošću ukupnog naboja u desnom i lijevom dijelu jednadžbe polureakcije.

U gornjem primjeru, na desnoj strani jednadžbe polu-reakcije redukcije, ukupni naboj iona je +7, na lijevoj - +2, što znači da se na desnoj strani mora dodati pet elektrona:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

U jednadžbi oksidacijske polu-reakcije, ukupni naboj na desnoj strani je -2, na lijevoj strani 0, što znači da se s desne strane moraju oduzeti dva elektrona:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Tako je u obje jednadžbe implementiran ionsko-elektronski balans i u njih je moguće umjesto strelica staviti znake jednakosti:

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

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

4. Slijedeći pravilo o potrebi jednakosti broja elektrona primljenih od strane oksidacijskog sredstva i predanih od strane reducira, nalazimo najmanji zajednički višekratnik za broj elektrona u obje jednadžbe (2∙5 = 10).

5. Pomnožimo s koeficijentima (2.5) i zbrojimo obje jednadžbe zbrajanjem lijevog i desnog dijela obje jednadžbe.

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-

ili u molekularnom obliku:

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

Ova metoda razmatra prijelaz elektrona s jednog atoma ili iona na drugi, uzimajući u obzir prirodu medija (kiselog, alkalnog ili neutralnog) u kojem se reakcija odvija. U kiselom mediju, u jednadžbama polureakcije, za izjednačavanje broja atoma vodika i kisika treba koristiti vodikove ione H+ i molekule vode, u osnovnom hidroksidne ione OH - i molekule vode. Sukladno tome, u dobivenim produktima, na desnoj strani elektron-ionske jednadžbe, nalazit će se ioni vodika (a ne hidroksidni ioni) i molekule vode (kiseli medij) ili hidroksidni ioni i molekule vode (alkalni medij). Tako se, na primjer, jednadžba za polu-reakciju redukcije permanganatnog iona u kiselom mediju ne može sastaviti uz prisutnost hidroksidnih iona na desnoj strani:

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

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

Odnosno, prilikom pisanja elektron-ionskih jednadžbi, mora se polaziti od sastava iona koji su stvarno prisutni u otopini. Osim toga, kao i pri izradi skraćenih ionskih jednadžbi, tvari koje se slabo disociraju, slabo topive ili oslobađaju u obliku plina treba napisati u molekularnom obliku.

Sastavljanje jednadžbi redoks reakcija metodom polureakcije dovodi do istog rezultata kao i metodom ravnoteže elektrona.

Usporedimo obje metode. Prednost metode polureakcije u usporedbi s metodom ravnoteže elektrona je u tome što da ne koristi hipotetske ione, nego prave.

Pri korištenju metode polureakcije nije potrebno poznavati oksidacijsko stanje atoma. Pisanje pojedinačnih jednadžbi ionske polu-reakcije potrebno je za razumijevanje kemijskih procesa u galvanskoj ćeliji i tijekom elektrolize. Ovom metodom vidljiva je uloga okoline kao aktivnog sudionika u cjelokupnom procesu. Konačno, kada se koristi metoda polureakcije, nije potrebno poznavati sve dobivene tvari, one se pojavljuju u jednadžbi reakcije pri njenom izvođenju. Stoga treba dati prednost metodi polureakcija i koristiti je u pripremi jednadžbi za sve redoks reakcije koje se javljaju u vodenim otopinama

U ovoj se metodi uspoređuju oksidacijska stanja atoma u početnoj i krajnjoj tvari, vodeći se pravilom: broj elektrona koje je darovalo redukcijsko sredstvo mora biti jednak broju elektrona vezanih na oksidacijsko sredstvo. Da biste sastavili jednadžbu, morate znati formule reaktanata i produkta reakcije. Potonji se određuju empirijski ili na temelju poznatih svojstava elemenata.

Metoda ionsko-elektronske ravnoteže je svestranija od metode ravnoteže elektrona i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata u mnogim redoks reakcijama, posebice uz sudjelovanje organskih spojeva, u kojima je čak i postupak određivanja oksidacijskih stanja vrlo komplicirano.

Razmotrimo, na primjer, proces oksidacije etilena koji se događa kada se propušta kroz vodenu otopinu kalijevog permanganata. Kao rezultat toga, etilen se oksidira u etilen glikol HO-CH 2 -CH 2 -OH, a permanganat se reducira u mangan (IV) oksid, osim toga, kao što će biti očito iz konačne jednadžbe ravnoteže, nastaje i kalijev hidroksid na desno:

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

Jednadžba polureakcije redukcije i oksidacije:

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

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

Sažimamo obje jednadžbe, oduzimamo hidroksidne ione prisutne na lijevoj i desnoj strani.

Dobivamo konačnu jednačinu:

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

Pri korištenju metode ionsko-elektronske ravnoteže za određivanje koeficijenata u reakcijama koje uključuju organske spojeve, prikladno je uzeti u obzir oksidacijska stanja atoma vodika jednaka +1, kisika -2 i izračunati ugljik koristeći ravnotežu pozitivnih i negativnih naboja u molekula (ion). Dakle, u molekuli etilena, ukupni naboj je nula:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

označava stupanj oksidacije dva ugljikova atoma - (-4), i jednog (X) - (-2).

Slično, u molekuli etilen glikola C 2 H 6 O 2 nalazimo oksidacijsko stanje ugljika (X):

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

U nekim molekulama organskih spojeva takav izračun dovodi do frakcijske vrijednosti oksidacijskog stanja ugljika, na primjer, za molekulu acetona (C 3 H 6 O) iznosi -4/3. Elektronska jednadžba procjenjuje ukupni naboj ugljikovih atoma. U molekuli acetona je -4.

Slične informacije.

Prilikom sastavljanja jednadžbe za redoks reakciju (ORR) potrebno je odrediti redukcijsko sredstvo, oksidant te broj zadanih i primljenih elektrona. OVR stehiometrijski koeficijenti odabiru se metodom ravnoteže elektrona ili metodom ravnoteže elektrona iona (potonja se također naziva metoda polureakcije). Pogledajmo nekoliko primjera. Kao primjer sastavljanja OVR jednadžbi i odabira stehiometrijskih koeficijenata analiziramo proces oksidacije željezovog (II) disulfida (pirita) koncentriranom dušičnom kiselinom: Prije svega utvrđujemo moguće produkte reakcije. Dušična kiselina je jako oksidacijsko sredstvo, pa se sulfidni ion može oksidirati ili do maksimalnog oksidacijskog stanja S (H2S04) ili do S (SO2), a Fe u Fe, dok se HN03 može reducirati na N0 ili N02 (skup određene proizvode određuju se koncentracije reagensa, temperatura itd.). Odaberimo sljedeću moguću opciju: H20 će biti na lijevoj ili desnoj strani jednadžbe, još ne znamo. Postoje dvije glavne metode za odabir koeficijenata. Prvo primijenimo metodu ravnoteže elektron-iona. Bit ove metode je u dvije vrlo jednostavne i vrlo važne izjave. Prvo, ova metoda razmatra prijelaz elektrona s jedne čestice na drugu, uz obvezno razmatranje prirode medija (kiselog, alkalnog ili neutralnog). Drugo, pri sastavljanju jednadžbe ravnoteže elektron-iona zapisuju se samo one čestice koje stvarno postoje tijekom zadanog OVR-a - samo stvarno postojeći kationi ili anoni su zapisani u obliku iona; Tvari koje su slabo disocirane, netopive ili oslobođene u obliku plina zapisuju se u molekularnom obliku. Prilikom sastavljanja jednadžbe za procese oksidacije i redukcije, radi izjednačavanja broja atoma vodika i kisika, uvode se (ovisno o mediju) ili molekule vode i vodikovi ioni (ako je medij kiseli), ili molekule vode i hidroksidni ioni (ako je medij alkalni). Razmotrimo za naš slučaj polu-reakciju oksidacije. Molekule FeS2 (slabo topiva tvar) pretvaraju se u Fe3+ ione (željezo nitrat (II) potpuno disocira u ione) i sulfatne ione S042" (disocijacija H2SO4): Razmotrimo sada polureakciju redukcije nitrata: Za izjednačavanje kisika dodajte 2 na desnoj strani molekule vode, a na lijevoj - 4 H + iona: Za izjednačavanje naboja s lijeve strane (naboj +3), dodamo 3 elektrona: Konačno, imamo: Smanjenje oba dijela za 16H + i 8H20, mi dobiti konačnu, reduciranu ionsku jednadžbu redoks reakcije: dodavanjem odgovarajućeg broja NOJ nH+ iona na obje strane jednadžbe, nalazimo molekularnu jednadžbu za reakciju: Uz to smo uzeli u obzir utjecaj okoline i “automatski” utvrdili da je H20 na desnoj strani jednadžbe. Nema sumnje da ova metoda ima veliko kemijsko značenje. Metoda empirijske ravnoteže. Bit metode za određivanje stehiometrijskih koeficijenata u OVR jednadžbama je obvezno određivanje oksidacijskih stanja atoma elemenata uključenih u OVR. Ovim pristupom ponovno izjednačavamo reakciju (11.1) (gore smo na ovu reakciju primijenili metodu polureakcija). Proces redukcije je jednostavno opisan: Teže je izraditi shemu oksidacije, jer se dva elementa oksidiraju odjednom - Fe i S. Možete dodijeliti željezo oksidacijsko stanje +2, sumpor - 1 i uzeti u obzir da postoji su dva atoma S po atomu Fe: Možete, međutim, učiniti bez određivanja oksidacijskih stanja i zapisati shemu sličnu shemi (11.2): Desna strana ima naboj od +15, lijeva strana ima naboj od 0, pa FeS2 mora odustati od 15 elektrona. Zapisujemo ukupnu ravnotežu: Moramo još malo "razumjeti" rezultirajuću jednadžbu ravnoteže - ona pokazuje da se 5 molekula HN03 koristi za oksidaciju FeS2 i još 3 molekule HNO potrebne su za formiranje Fe(N03)j: Za izjednačavanje vodika i kisik, u desni dio trebate dodati 2 H2O molekule: Metoda ravnoteže elektrona i iona je svestranija od metode ravnoteže elektrona i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata u mnogim OTS-ima, posebno uz sudjelovanje organskih spojeva, u kojima je čak i postupak određivanja oksidacijskih stanja vrlo kompliciran. - Razmotrimo, na primjer, proces oksidacije etilena, koji se događa kada se propušta kroz vodenu otopinu kalijevog permanganata. Kao rezultat toga, etilen se oksidira u etilen glikol HO - CH2 - CH2 - OH, a permanganat se reducira u manganov oksid (TV), osim toga, kao što će biti očito iz završne jednadžbe ravnoteže, na desnoj strani nastaje i kalijev hidroksid : Nakon što napravimo potrebne redukcije takvih pojmova, zapisujemo jednadžbu u konačnom molekularnom obliku * Utjecaj okoline na prirodu toka OVR Primjeri (11.1) - (11.4) jasno ilustriraju "tehniku" korištenja Metoda ravnoteže elektron-iona u slučaju OVR strujanja u kiselom ili alkalnom mediju. Priroda okoliša! utječe na tijek jednog ili drugog OVR-a; da bismo taj utjecaj "osjetili", razmotrimo ponašanje jednog te istog oksidansa (KMnO4) u različitim sredinama. , obnavljajući do Mn+4 (Mn0j), a minimum - u jačini posljednjeg, u kojem je uskrsnuo Shaiyaaapsya do (mvnganat-nOn Mn042"). To se objašnjava kako slijedi. Kiseline linije disocijacije tvore hidroksidne ione ffjO +, koji snažno polariziraju 4 "MoOH iona. Slabe veze mangana s kisikom (čime se pojačava djelovanje redukcijskog agensa) .. U neutralnom mediju, polarizacijski učinak molekula vode je značajno c-aafep. >"MnO ioni; mnogo manje polarizirana. U jako alkalnom mediju hidroksidni ioni „čak jačaju vezu Mn-O, uslijed čega se smanjuje učinkovitost redukcijskog sredstva i MnO^ prihvaća samo jedan elektron. Primjer ponašanja kalijevog permanganata u neutralnom mediju predstavlja reakcija (11.4). Navedimo i jedan primjer reakcija koje uključuju KMnOA u kiselim i alkalnim medijima

Za svaku tvar u reakciji postoje sljedeće količine tvari:

Početna količina i-te tvari (količina tvari prije početka reakcije);

Konačna količina i-te tvari (količina tvari na kraju reakcije);

Količina reagirane (za početne tvari) ili formirane tvari (za produkte reakcije).

Budući da količina tvari ne može biti negativna, za početne tvari

Od >.

Za produkte reakcije >, dakle, .

Stehiometrijski omjeri - omjeri između količina, masa ili volumena (za plinove) reakcijskih tvari ili produkta reakcije, izračunati na temelju jednadžbe reakcije. Proračuni pomoću reakcijskih jednadžbi temelje se na osnovnom zakonu stehiometrije: omjer količina reagirajućih ili nastalih tvari (u molovima) jednak je omjeru odgovarajućih koeficijenata u jednadžbi reakcije (stehiometrijski koeficijenti).

Za aluminotermnu reakciju opisanu jednadžbom:

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

količine izreagiranih tvari i produkta reakcije povezane su kao

Za izračune je prikladnije koristiti drugu formulaciju ovog zakona: omjer količine reagirane ili formirane tvari kao rezultat reakcije prema njezinom stehiometrijskom koeficijentu konstanta je za danu reakciju.

Općenito, za reakciju oblika

aA + bB = cC + dD,

gdje mala slova označavaju koeficijente, a velika kemikalije, količine reaktanata povezane su s:

Bilo koja dva člana ovog omjera, povezana jednakošću, čine udio kemijske reakcije: na primjer,

Ako je masa nastale ili izreagirane tvari reakcije poznata za reakciju, tada se njezina količina može naći po formuli

a zatim se pomoću udjela kemijske reakcije može pronaći za preostale tvari reakcije. Tvar, po čijoj se masi ili količini pronađu mase, količine ili volumeni drugih sudionika u reakciji, ponekad se naziva referentnom tvari.

Ako se zadaju mase nekoliko reagensa, tada se izračunavanje masa preostalih tvari provodi prema tvari koja je u nedostatku, tj. potpuno se potroši u reakciji. Količine tvari koje točno odgovaraju jednadžbi reakcije bez viška ili manjka nazivaju se stehiometrijske veličine.

Dakle, u zadacima vezanim za stehiometrijske izračune, glavna radnja je pronaći referentnu tvar i izračunati njezinu količinu koja je ušla ili nastala kao rezultat reakcije.

Proračun količine pojedine krutine

gdje je količina pojedinačne krutine A;

Masa pojedinačne krutine A, g;

Molarna masa tvari A, g/mol.

Proračun količine prirodnog minerala ili mješavine krutih tvari

Neka se navede prirodni mineral pirit čija je glavna komponenta FeS 2 . Osim toga, sastav pirita uključuje nečistoće. Sadržaj glavne komponente ili nečistoća je naznačen u postocima mase, na primjer, .

Ako je sadržaj glavne komponente poznat, onda

Ako je poznat sadržaj nečistoća, onda

gdje je količina pojedine tvari FeS 2, mol;

Masa minerala pirita, g.

Slično se izračunava količina komponente u smjesi krutih tvari ako je poznat njezin sadržaj u masenim udjelima.

Proračun količine tvari čiste tekućine

Ako je masa poznata, tada je izračun sličan proračunu za pojedinačnu krutu tvar.

Ako je poznat volumen tekućine, onda

1. Nađite masu ovog volumena tekućine:

m f = V f s f,

gdje je m W masa tekućine g;

V W - volumen tekućine, ml;

c w je gustoća tekućine, g/ml.

2. Pronađite broj molova tekućine:

Ova tehnika je prikladna za bilo koje agregatno stanje tvari.

Odredite količinu tvari H 2 O u 200 ml vode.

Rješenje: ako temperatura nije navedena, tada se pretpostavlja da je gustoća vode 1 g / ml, tada:

Izračunajte količinu otopljene tvari u otopini ako je poznata njezina koncentracija

Ako su poznati maseni udio otopljene tvari, gustoća otopine i njezin volumen

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

gdje je m p-ra masa otopine, g;

V p-ra - volumen otopine, ml;

s r-ra - gustoća otopine, g / ml.

gdje je masa otopljene tvari, g;

Maseni udio otopljene tvari, izražen u%.

Odredite količinu tvari dušične kiseline u 500 ml 10% otopine kiseline gustoće 1,0543 g/ml.

Odredite masu otopine

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

Odrediti masu čistog HNO 3

Odredite broj molova HNO 3

Ako su poznati molarna koncentracija otopljene tvari i tvari i volumen otopine, onda

gdje je volumen otopine, l;

Molarna koncentracija i-te tvari u otopini, mol/l.

Proračun količine pojedine plinovite tvari

Ako je dana masa plinovite tvari, onda se ona izračunava po formuli (1).

Ako je naveden volumen mjeren u normalnim uvjetima, onda prema formuli (2), ako se volumen plinovite tvari mjeri pod bilo kojim drugim uvjetima, onda prema formuli (3), formule su dane na stranicama 6-7.

Koji proučava kvantitativne odnose između tvari koje su ušle u reakciju i nastale tijekom nje (od drugog grčkog "stekhion" - "elementarni sastav", "meitren" - "mjerim").

Za proračune materijala i energije najvažnija je stehiometrija, bez koje je nemoguće organizirati bilo kakvu kemijsku proizvodnju. Kemijska stehiometrija omogućuje izračunavanje količine sirovina potrebnih za određenu proizvodnju, uzimajući u obzir željene performanse i moguće gubitke. Nijedno poduzeće se ne može otvoriti bez preliminarnih proračuna.

Malo povijesti

Sama riječ "stehiometrija" izum je njemačkog kemičara Jeremyja Benjamina Richtera, koji je on predložio u svojoj knjizi, u kojoj je prvi put opisana ideja o mogućnosti izračuna pomoću kemijskih jednadžbi. Kasnije su Richterove ideje dobile teorijsko opravdanje otkrićem Avogadrovih zakona (1811), Gay-Lussacovih (1802), zakona konstantnosti kompozicije (J.L. Proust, 1808), višestrukih omjera (J. Dalton, 1803) i razvojem atomska i molekularna teorija. Sada se ti zakoni, kao i zakon ekvivalenata, koji je formulirao sam Richter, nazivaju zakoni stehiometrije.

Koncept "stehiometrije" koristi se u odnosu na tvari i kemijske reakcije.

Stehiometrijske jednadžbe

Stehiometrijske reakcije - reakcije u kojima početne tvari međusobno djeluju u određenim omjerima, a količina proizvoda odgovara teorijskim proračunima.

Stehiometrijske jednadžbe su jednadžbe koje opisuju stehiometrijske reakcije.

Stehiometrijske jednadžbe) pokazuju kvantitativne odnose između svih sudionika u reakciji, izražene u molovima.

Većina anorganskih reakcija je stehiometrijska. Na primjer, tri uzastopne reakcije za proizvodnju sumporne kiseline iz sumpora su stehiometrijske.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Izračuni koji koriste ove reakcijske jednadžbe mogu odrediti koliko je svake tvari potrebno uzeti da bi se dobila određena količina sumporne kiseline.

Većina organskih reakcija nije stehiometrijska. Na primjer, jednadžba reakcije za krekiranje etana izgleda ovako:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

No, u stvarnosti će se tijekom reakcije uvijek dobiti različite količine nusproizvoda – acetilen, metan i drugi, što se teoretski ne može izračunati. Neke anorganske reakcije također prkose proračunima. Na primjer, amonijev nitrat:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Ide u nekoliko smjerova, pa je nemoguće odrediti koliko je polaznog materijala potrebno uzeti da bi se dobila određena količina dušikovog oksida (I).

Stehiometrija je teorijska osnova kemijske proizvodnje

Sve reakcije koje se koriste u ili u proizvodnji moraju biti stehiometrijske, odnosno podložne točnim izračunima. Hoće li pogon ili tvornica biti profitabilan? Stehiometrija vam omogućuje da saznate.

Na temelju stehiometrijskih jednadžbi izrađuje se teorijska ravnoteža. Potrebno je odrediti koliko će polaznih materijala biti potrebno za dobivanje željene količine proizvoda od interesa. Nadalje se provode operativni eksperimenti koji će pokazati stvarnu potrošnju polaznih materijala i prinos proizvoda. Razlika između teoretskih izračuna i praktičnih podataka omogućuje vam optimizaciju proizvodnje i procjenu buduće ekonomske učinkovitosti poduzeća. Stehiometrijski izračuni također omogućuju sastavljanje toplinske ravnoteže procesa kako bi se odabrala oprema, odredile mase nastalih nusproizvoda koje će trebati ukloniti i tako dalje.

Stehiometrijske tvari

Prema zakonu o postojanosti sastava koji je predložio J.L. Proust, svaka kemikalija ima stalan sastav, bez obzira na način pripreme. To znači da će npr. u molekuli sumporne kiseline H 2 SO 4, bez obzira na metodu kojom je dobivena, uvijek biti jedan atom sumpora i četiri atoma kisika na dva atoma vodika. Sve tvari koje imaju molekularnu strukturu su stehiometrijske.

Međutim, tvari su raširene u prirodi, čiji se sastav može razlikovati ovisno o načinu pripreme ili izvoru podrijetla. Velika većina njih su kristalne tvari. Moglo bi se čak reći da je za čvrste tvari stehiometrija prije iznimka nego pravilo.

Na primjer, razmotrite sastav dobro proučenog titanovog karbida i oksida. U titanijevom oksidu TiO x X=0,7-1,3, odnosno od 0,7 do 1,3 atoma kisika po atomu titana, u karbidu TiC x X=0,6-1,0.

Nestehiometrijska priroda čvrstih tijela objašnjava se intersticijskim defektom u čvorovima kristalne rešetke ili, obrnuto, pojavom slobodnih mjesta u čvorovima. Takve tvari uključuju okside, silicide, boride, karbide, fosfide, nitride i druge anorganske tvari, kao i one visokomolekularne organske.

I premda je dokaze o postojanju spojeva promjenjivog sastava iznio tek početkom 20. stoljeća I.S. Kurnakov, takve tvari se često nazivaju bertolidi po imenu znanstvenika K.L. Berthollet, koji je sugerirao da se sastav bilo koje tvari mijenja.