Sztöchiometriai együttható. A sztöchiometria a kémiai számítások alapja

A redoxreakció egyenletének összeállításakor meg kell határozni a redukálószert, az oxidálószert, valamint az adott és a kapott elektronok számát. Főleg két módszer létezik a redoxreakciók egyenleteinek összeállítására:
1) elektronikus mérleg– a redukálószerből az oxidálószerbe mozgó elektronok teljes számának meghatározása alapján;
2) ion-elektronikus egyensúly- biztosítja az oxidációs és redukciós folyamat egyenleteinek külön összeállítását, majd ezek összegzését egy közös ionegyenlet-félreakció módszerbe. Ennél a módszernél nemcsak a redukálószer és az oxidálószer együtthatóit kell megtalálni, hanem a közeg molekuláira is. A közeg természetétől függően az oxidálószer által befogadott vagy a redukálószer által elvesztett elektronok száma változhat.
1) Elektronikus egyensúly - egy módszer a redoxreakciók egyenleteinek együtthatóinak megtalálására, amely figyelembe veszi az elektronok cseréjét az elemek atomjai között, amelyek megváltoztatják az oxidációs állapotukat. A redukálószer által adományozott elektronok száma megegyezik az oxidálószer által befogadott elektronok számával.

Az egyenlet összeállítása több lépésben történik:

1. Írja le a reakciósémát!

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

2. Tegye le az oxidációs állapotokat a változó elemek jelei fölé!

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

3. Jelölje ki az oxidáció mértékét megváltoztató elemeket, és határozza meg az oxidálószer által felvett és a redukálószer által leadott elektronok számát.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Egyenlítse ki a megszerzett és az adományozott elektronok számát, ezzel megállapítva az olyan vegyületek együtthatóit, amelyekben vannak olyan elemek, amelyek megváltoztatják az oxidációs állapotot.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Együtthatókat választunk ki a reakció összes többi résztvevőjére. Ebben az esetben 10 HCl molekula vesz részt a redukciós folyamatban, 6 pedig az ioncsere folyamatban (kálium- és mangánionok megkötése).

2KMn +7O4 + 16HCl-1 = 2KCl + 2Mn +2Cl2 + 5Cl20 + 8H2O

2) Az ion-elektron egyensúly módszere.

1. Írja le a reakciósémát!

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

2. Írja fel a félreakciók sémáját az oldatban ténylegesen jelenlévő részecskék (molekulák és ionok) felhasználásával! Ugyanakkor összegezzük az anyagmérleget, i.e. a bal oldalon a félreakcióban részt vevő elemek atomjainak meg kell egyeznie a jobb oldali számukkal. Oxidált és redukált formák az oxidálószer és a redukálószer oxigéntartalmában gyakran különbözik (vö. Cr 2 O 7 2− és Cr 3+). Ezért, amikor az elektron-ion egyensúlyi módszerrel félreakcióegyenleteket állítunk össze, azok H + /H 2 O párokat tartalmaznak (pl. savas környezet) és OH - / H 2 O (az lúgos környezet). Ha az egyik formáról a másikra való átmenet során az eredeti forma (általában − oxidált) elveszti oxidionjait (lásd lent szögletes zárójelben), az utóbbiakat, mivel nem léteznek szabad formában, a savas közeget hidrogénkationokkal kombinálják, és in lúgos közeg - vízmolekulákkal, ami a kialakulásához vezet vízmolekulák(savas környezetben) és hidroxid ionok(lúgos környezetben):

savas környezet+ 2H + = H 2 O példa: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
lúgos környezet+ H 2 O \u003d 2 OH - példa: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

oxigénhiány az eredeti formában (gyakrabban a restaurált formában) a végleges formához képest kompenzálva hozzáadással vízmolekulák(ban ben savas környezet) ill hidroxid ionok(ban ben lúgos környezet):

savas környezet H 2 O = + 2H + példa: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
lúgos környezet 2 OH - \u003d + H 2 O példa: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

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

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

3. Az elektronikus mérleget összegezzük, követve a teljes töltés egyenlőségének szükségességét a félreakció egyenletek jobb és bal részében.

A fenti példában a redukciós félreakció egyenletének jobb oldalán az ionok teljes töltése +7, a bal oldalon - +2, ami azt jelenti, hogy a jobb oldalon öt elektront kell hozzáadni:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

Az oxidációs félreakció egyenletében a jobb oldalon a teljes töltés -2, a bal oldalon 0, ami azt jelenti, hogy a jobb oldalon két elektront kell levonni:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Így mindkét egyenletben megvalósul az ion-elektron egyensúly, és lehetőség van nyilak helyett egyenlőségjelek elhelyezésére:

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

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

4. Az oxidálószer által átvett és a redukálószer által leadott elektronok számának egyenlőségére vonatkozó szabályt követve mindkét egyenletben megtaláljuk az elektronok számának legkisebb közös többszörösét (2∙5 = 10).

5. Megszorozzuk a (2.5) együtthatókkal, és összeadjuk mindkét egyenletet úgy, hogy összeadjuk mindkét egyenlet bal és jobb részét.

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-

vagy molekuláris formában:

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

Ez a módszer az elektronok egyik atomról vagy ionról a másikra való átmenetét veszi figyelembe, figyelembe véve a reakciót játszó közeg jellegét (savas, lúgos vagy semleges). Savas közegben a félreakció egyenleteiben a hidrogén- és oxigénatomok számának kiegyenlítésére H + hidrogénionokat és vízmolekulákat, a bázikusban hidroxidionokat OH - és vízmolekulákat kell alkalmazni. Ennek megfelelően a kapott termékekben az elektron-ion egyenlet jobb oldalán hidrogénionok (és nem hidroxidionok) és vízmolekulák (savas közeg) vagy hidroxidionok és vízmolekulák (lúgos közeg) lesznek. Így például egy permanganát ion redukciós félreakciójának egyenlete savas közegben nem állítható össze a jobb oldalon lévő hidroxidionok jelenlétével:

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

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

Vagyis az elektron-ion egyenletek felírásakor az oldatban ténylegesen jelen lévő ionok összetételéből kell kiindulni. Ezenkívül, mint a rövidített ionegyenletek elkészítésekor, az enyhén disszociáló, rosszul oldódó vagy gáz formájában felszabaduló anyagokat molekuláris formában kell felírni.

A redoxreakciók egyenleteinek felépítése félreakciós módszerrel ugyanarra az eredményre vezet, mint az elektronegyensúly módszer.

Hasonlítsuk össze mindkét módszert. A félreakciós módszer előnye az elektronegyensúly módszerhez képest, hogy hogy nem hipotetikus, hanem valódi ionokat használ.

A félreakciós módszer alkalmazásakor nem szükséges ismerni az atomok oxidációs állapotát. Külön ionos félreakció egyenletek írása szükséges a galvánelemben és az elektrolízis során zajló kémiai folyamatok megértéséhez. Ezzel a módszerrel láthatóvá válik a környezet aktív résztvevője a folyamat egészében. Végül a félreakciós módszer alkalmazásakor nem szükséges az összes keletkező anyagot ismerni, azok a reakcióegyenletben a származtatáskor jelennek meg. Ezért a félreakciók módszerét kell előnyben részesíteni és alkalmazni kell a vizes oldatokban végbemenő összes redoxreakció egyenleteinek elkészítéséhez.

Ennél a módszernél a kiindulási és véganyagban lévő atomok oxidációs állapotát hasonlítják össze, a szabály szerint: a redukálószer által adományozott elektronok számának meg kell egyeznie az oxidálószerhez kapcsolódó elektronok számával. Az egyenlet felállításához ismerni kell a reaktánsok és reakciótermékek képleteit. Ez utóbbiakat vagy empirikusan, vagy az elemek ismert tulajdonságai alapján határozzuk meg.

Az ion-elektron egyensúly módszer sokoldalúbb, mint az elektronegyensúly módszer, és tagadhatatlan előnnyel rendelkezik az együtthatók kiválasztásában számos redox reakcióban, különösen szerves vegyületek részvételével, amelyekben még az oxidációs állapot meghatározására szolgáló eljárás is nagyon nagy. bonyolult.

Tekintsük például az etilén oxidációjának folyamatát, amely akkor megy végbe, amikor azt vizes kálium-permanganát oldaton vezetjük át. Ennek eredményeként az etilén etilénglikollá HO-CH 2 -CH 2 -OH oxidálódik, a permanganát pedig mangán(IV)-oxiddá redukálódik, emellett, amint a végső mérleg egyenletéből nyilvánvaló lesz, kálium-hidroxid is képződik a jobb:

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

Redukciós és oxidációs félreakció egyenlete:

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

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

Összefoglaljuk mindkét egyenletet, levonjuk a bal és jobb oldalon jelenlévő hidroxidionokat.

Megkapjuk a végső egyenletet:

2KMnO4 + 3C2H4 + 4H2O → 3C2H6O2 + 2MnO2 + 2KOH

Amikor az ion-elektron egyensúly módszert alkalmazzuk a szerves vegyületek részvételével zajló reakciók együtthatóinak meghatározására, célszerű figyelembe venni a hidrogénatomok oxidációs állapotát +1, az oxigén -2 értéket, és kiszámítani a szenet a pozitív és negatív töltések egyensúlyával. a molekula (ion). Tehát egy etilénmolekulában a teljes töltés nulla:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

két szénatom oxidációs fokát jelenti - (-4), és egy (X) - (-2).

Hasonlóképpen a C 2 H 6 O 2 etilénglikol molekulában megtaláljuk a szén oxidációs állapotát (X):

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

Egyes szerves vegyületek molekuláiban egy ilyen számítás a szén oxidációs állapotának töredékértékéhez vezet, például egy acetonmolekulánál (C 3 H 6 O) ez -4/3. Az elektronikus egyenlet megbecsüli a szénatomok teljes töltését. Egy aceton molekulában ez -4.

Hasonló információk.

A redoxreakció (ORR) egyenlet felállításakor meg kell határozni a redukálószert, az oxidálószert, valamint az adott és fogadott elektronok számát. Az OVR sztöchiometrikus együtthatóit vagy az elektronegyensúlyi módszerrel vagy az elektron-ion egyensúlyi módszerrel választják ki (ez utóbbit félreakciós módszernek is nevezik). Nézzünk néhány példát. Példaként az OVR egyenletek összeállítására és a sztöchiometrikus együtthatók kiválasztására elemezzük a vas(II)-diszulfid (pirit) tömény salétromsavval való oxidációjának folyamatát: Mindenekelőtt meghatározzuk a lehetséges reakciótermékeket. A salétromsav erős oxidálószer, így a szulfidion akár S (H2S04), akár S (SO2) oxidációs állapotig oxidálható, a Fe pedig Fe-vé, míg a HN03 N0-ra vagy N02-re (az meghatározott termékekre a reagensek koncentrációját, hőmérsékletét stb. határozzák meg). Válasszuk a következő lehetséges opciót: H20 az egyenlet bal vagy jobb oldalán lesz, még nem tudjuk. Két fő módszer létezik az együtthatók kiválasztására. Először alkalmazzuk az elektron-ion egyensúly módszerét. Ennek a módszernek a lényege két nagyon egyszerű és nagyon fontos kijelentésben rejlik. Először is, ebben a módszerben az elektronok egyik részecskéből a másikba való átmenetét a közeg természetének (savas, lúgos vagy semleges) kötelező figyelembevételével veszik figyelembe. Másodszor, az elektron-ion egyensúly egyenletének összeállításakor csak azokat a részecskéket írják le, amelyek egy adott OVR során ténylegesen léteznek - csak a valóban létező kationok vagy anonok íródnak ionok formájában; A rosszul disszociált, oldhatatlan vagy gáz formájában felszabaduló anyagokat molekuláris formában írják le. Az oxidációs és redukciós folyamatok egyenletének összeállításakor a hidrogén- és oxigénatomok számának kiegyenlítése érdekében (közegtől függően) vagy vízmolekulákat és hidrogénionokat (ha a közeg savas), vagy vízmolekulákat és hidroxidionokat vezetünk be. (ha a közeg lúgos). Tekintsük esetünkre az oxidációs félreakciót. A FeS2 molekulák (egy rosszul oldódó anyag) Fe3+ ionokká alakulnak (a vas-nitrát (II) teljesen ionokká disszociál) és szulfátionokká alakulnak S042" (a H2SO4 disszociációja): Tekintsük most a nitrátredukciós félreakciót: Az oxigén kiegyenlítéséhez adjunk hozzá 2 a jobb oldalra vízmolekulák, balra pedig - 4 H + ion: A bal oldali töltés kiegyenlítéséhez (töltés +3) adjunk hozzá 3 elektront: Végül a következőt kapjuk: Mindkét részt 16H + és 8H20 értékkel csökkentjük, kapjuk meg a redox reakció végső redukált ionegyenletét: Ha az egyenlet mindkét oldalához hozzáadjuk a megfelelő számú NOJ nH+ iont, megkapjuk a reakció molekulaegyenletét: Ezenkívül figyelembe vettük a környezet hatását, és „automatikusan” megállapítottuk, hogy a H20 az egyenlet jobb oldalán található. Kétségtelen, hogy ennek a módszernek nagy kémiai jelentése van. Empirikus mérleg módszer. Az OVR-egyenletekben a sztöchiometrikus együtthatók megtalálására szolgáló módszer lényege az OVR-ben részt vevő elemek atomjainak oxidációs állapotának kötelező meghatározása. Ezzel a megközelítéssel ismét kiegyenlítjük a (11.1) reakciót (a fenti reakcióra a félreakciók módszerét alkalmaztuk). A redukciós folyamatot egyszerűen leírjuk: Nehezebb az oxidációs sémát összeállítani, mivel két elem oxidálódik egyszerre - Fe és S. A vashoz +2, a kénhez -1 oxidációs állapotot rendelhet, és figyelembe veheti hogy Fe atomonként két S atom van: Megteheti azonban az oxidációs állapot meghatározása nélkül, és felírhat egy sémát, amely hasonlít a (11.2) sémához: A jobb oldal töltése +15, a bal oldala 0 , tehát a FeS2-nek 15 elektront kell feladnia. Felírjuk az összmérleget: Kicsit jobban „meg kell értenünk” a kapott egyensúlyegyenletet - ebből kiderül, hogy 5 HN03 molekula oxidálódik a FeS2 és további 3 HNO molekula szükséges a Fe(N03)j képzéséhez: A hidrogén kiegyenlítéséhez és oxigént, a jobb részhez 2 H2O molekulát kell hozzáadni: Az elektron-ion egyensúly módszer sokoldalúbb, mint az elektronegyensúly módszer, és tagadhatatlan előnye van az együtthatók kiválasztásában sok OTS-ben, különösen a szerves vegyületek, amelyeknél még az oxidációs állapot meghatározásának eljárása is nagyon bonyolult . - Tekintsük például az etilén oxidációjának folyamatát, amely akkor következik be, amikor kálium-permanganát vizes oldatán engedjük át. Ennek eredményeként az etilén etilénglikollá oxidálódik HO - CH2 - CH2 - OH, a permanganát pedig mangán-oxiddá (TV) redukálódik, ráadásul, amint a végső mérleg egyenletéből nyilvánvaló lesz, a jobb oldalon kálium-hidroxid is képződik. : Az ilyen kifejezések szükséges redukcióinak elvégzése után felírjuk az egyenletet végső molekuláris formában * A környezet hatása az OVR áramlás jellegére A (11.1) - (11.4) példák egyértelműen szemléltetik a „technika” alkalmazását. elektron-ion egyensúlyi módszer OVR áramlás esetén savas vagy lúgos közegben. A környezet természete befolyásolja egyik-másik OVR lefolyását, ennek a hatásnak „érezéséhez” vegyük figyelembe egy és ugyanazon oxidálószer (KMnO4) viselkedését különböző környezetben. (Mn0j), és a minimum - az utolsó erősségében, amelyben a Shaiyaaapsya (mvnganat-nOn Mn042"-ig) emelkedett. Ennek magyarázata a következő. A disszociációs vonal savai hidroxidionokat képeznek ffjO +, amelyek erősen polarizálnak 4 "MoOH ionok Gyengítik a mangán kötéseit oxigénnel (ezáltal fokozzák a redukálószer hatását) .. Semleges közegben a vízmolekulák polarizáló hatása kifejlődik. jelentősen c-aafep. >"MnO-ionok; sokkal kevésbé polarizált. Erősen lúgos közegben a hidroxidionok „még a Mn-O kötést is erősítik, aminek következtében a redukálószer hatékonysága csökken, és a MnO^ csak egy elektront fogad be. A kálium-permanganát semleges közegben való viselkedésére példa a (11.4) reakció. Adjunk egy példát olyan reakciókra is, amelyekben KMnOA savas és lúgos közegben zajlik

A reakcióban részt vevő minden egyes anyag esetében a következő anyagmennyiségek vannak:

Az i-edik anyag kezdeti mennyisége (a reakció kezdete előtti anyag mennyisége);

Az i-edik anyag végső mennyisége (az anyag mennyisége a reakció végén);

A reagált (kiindulási anyagoknál) vagy képződött anyag (reakciótermékeknél) mennyisége.

Mivel egy anyag mennyisége nem lehet negatív, a kiindulási anyagoknál

Mivel >.

Reakciótermékeknél > tehát .

Sztöchiometrikus arányok - a reakcióegyenlet alapján kiszámított, reakcióban lévő anyagok vagy reakciótermékek mennyisége, tömege vagy térfogata (gázok esetén) aránya. A reakcióegyenletekkel végzett számítások a sztöchiometria alaptörvényén alapulnak: a reagáló vagy képződött anyagok mennyiségének aránya (mólban) megegyezik a reakcióegyenletben szereplő megfelelő együtthatók (sztöchiometrikus együtthatók) arányával.

Az egyenlettel leírt aluminoterm reakcióhoz:

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

a reagált anyagok és reakciótermékek mennyisége összefügg, mint

A számításokhoz célszerűbb ennek a törvénynek egy másik megfogalmazását használni: a reakció eredményeként elreagált vagy képződött anyag mennyiségének sztöchiometrikus együtthatójához viszonyított aránya egy adott reakcióhoz állandó.

Általában a forma reakciójához

aA + bB = cC + dD,

ahol a kis betűk együtthatók, a nagy betűk pedig vegyi anyagokat jelölnek, a reagensek mennyisége a következőképpen függ össze:

Ennek az aránynak bármely két, egyenlőséggel összefüggő tagja egy kémiai reakció arányát alkotja: pl.

Ha a reakció képződő vagy elreagált anyagának tömege ismert a reakcióhoz, akkor mennyisége a képlettel meghatározható

majd a kémiai reakció arányát felhasználva megtalálhatjuk a reakció többi anyagára. Egy olyan anyagot, amelynek tömege vagy mennyisége alapján a reakcióban részt vevő többi résztvevő tömege, mennyisége vagy térfogata megtalálható, néha referenciaanyagnak nevezik.

Ha több reagens tömegét adjuk meg, akkor a maradék anyagok tömegének kiszámítása a hiányos, azaz a reakcióban teljesen elfogyó anyag szerint történik. Sztöchiometrikus mennyiségeknek nevezzük azokat az anyagok mennyiségét, amelyek pontosan megfelelnek a reakcióegyenletnek felesleg vagy hiány nélkül.

Így a sztöchiometrikus számításokkal kapcsolatos feladatokban a fő tevékenység a referenciaanyag megtalálása és mennyiségének kiszámítása, amely a reakció eredményeként bekerült vagy kialakult.

Egyedi szilárd anyag mennyiségének kiszámítása

ahol az egyedi A szilárd anyag mennyisége;

Egyedi A szilárd anyag tömege, g;

Az A anyag moláris tömege, g/mol.

Természetes ásványi anyag vagy szilárdanyag-keverék mennyiségének kiszámítása

Adjuk meg a természetes ásványi piritet, melynek fő komponense a FeS 2 . Ezen kívül a pirit összetétele szennyeződéseket is tartalmaz. A fő komponens vagy szennyeződések tartalma tömegszázalékban van megadva, például .

Ha ismert a főkomponens tartalma, akkor

Ha a szennyeződések tartalma ismert, akkor

ahol az egyedi anyag mennyisége FeS 2, mol;

A pirit ásvány tömege, g.

Hasonlóképpen számítjuk ki egy komponens mennyiségét szilárdanyag-keverékben, ha ismert a tömeghányadokban kifejezett tartalma.

A tiszta folyadék anyagmennyiségének kiszámítása

Ha ismert a tömeg, akkor a számítás hasonló az egyes szilárdtestekre vonatkozó számításokhoz.

Ha ismert a folyadék térfogata, akkor

1. Határozza meg ennek a térfogatú folyadéknak a tömegét:

m f = V f s f,

ahol m W a folyadék tömege g;

V W - folyadék térfogata, ml;

c w a folyadék sűrűsége, g/ml.

2. Határozza meg a folyadék móljainak számát:

Ez a technika bármilyen aggregált halmazállapotra alkalmas.

Határozzuk meg a H 2 O anyag mennyiségét 200 ml vízben.

Megoldás: ha a hőmérséklet nincs megadva, akkor a víz sűrűségét 1 g / ml-nek feltételezzük, akkor:

Számítsa ki az oldott anyag mennyiségét az oldatban, ha ismert a koncentrációja!

Ha ismert az oldott anyag tömeghányada, az oldat sűrűsége és térfogata, akkor

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

ahol m p-ra az oldat tömege, g;

V p-ra - az oldat térfogata, ml;

r-ra - az oldat sűrűsége, g / ml.

ahol az oldott anyag tömege, g;

Az oldott anyag tömeghányada százalékban kifejezve.

Határozzuk meg a salétromsav mennyiségét 500 ml 1,0543 g/ml sűrűségű 10%-os savas oldatban.

Határozza meg az oldat tömegét

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

Határozza meg a tiszta HNO 3 tömegét

Határozza meg a HNO 3 mólszámát!

Ha ismert az oldott anyag és az anyag moláris koncentrációja és az oldat térfogata, akkor

ahol az oldat térfogata, l;

Az i-edik anyag moláris koncentrációja az oldatban, mol/l.

Egyedi gáznemű anyag mennyiségének kiszámítása

Ha egy gáz halmazállapotú anyag tömege adott, akkor azt az (1) képlet alapján számítjuk ki.

Ha a normál körülmények között mért térfogatot adjuk meg, akkor a (2) képlet szerint, ha egy gáz halmazállapotú anyag térfogatát bármilyen más körülmények között mérjük, akkor a (3) képlet szerint a képletek a 6-7.

Amely a reakcióba belépett és a reakció során keletkezett anyagok közötti mennyiségi összefüggéseket vizsgálja (más görög "stechion" - "elemi összetétel", "meitren" - "mérem" szóból).

Az anyag- és energiaszámításoknál a sztöchiometria a legfontosabb, enélkül lehetetlen a vegyszergyártás megszervezése. A kémiai sztöchiometria lehetővé teszi az adott termeléshez szükséges nyersanyagmennyiség kiszámítását, figyelembe véve a kívánt teljesítményt és az esetleges veszteségeket. Egyetlen vállalkozás sem nyitható meg előzetes számítások nélkül.

Egy kis történelem

Maga a "sztöchiometria" szó Jeremy Benjamin Richter német kémikus találmánya, amelyet ő javasolta könyvében, amelyben először írták le a kémiai egyenletekkel történő számítások lehetőségét. Később Richter elképzelései elméleti igazolást kaptak az Avogadro-törvények (1811), a Gay-Lussac-törvények (1802), a kompozíciós állandóság törvényének (JL Proust, 1808), a többszörös arányok (J. Dalton, 1803) felfedezésével és a atom- és molekulaelmélet. Ezeket a törvényeket, valamint az egyenértékek törvényét, amelyet maga Richter fogalmazott meg, a sztöchiometria törvényeinek nevezik.

A „sztöchiometria” fogalmát mind az anyagokkal, mind a kémiai reakciókkal kapcsolatban használják.

Sztöchiometrikus egyenletek

Sztöchiometrikus reakciók - olyan reakciók, amelyekben a kiindulási anyagok bizonyos arányokban kölcsönhatásba lépnek, és a termékek mennyisége megfelel az elméleti számításoknak.

A sztöchiometrikus egyenletek olyan egyenletek, amelyek sztöchiometrikus reakciókat írnak le.

Sztöchiometrikus egyenletek) a reakcióban részt vevő összes résztvevő közötti mennyiségi összefüggéseket mutatják, mólokban kifejezve.

A legtöbb szervetlen reakció sztöchiometrikus. Például három egymást követő reakció a kénből történő kénsavat előállítása során sztöchiometrikus.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Az ezekkel a reakcióegyenletekkel végzett számítások meghatározhatják, hogy az egyes anyagokból mennyit kell bevinni egy bizonyos mennyiségű kénsavat nyerni.

A legtöbb szerves reakció nem sztöchiometrikus. Például az etán krakkolási reakcióegyenlete így néz ki:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

A valóságban azonban a reakció során mindig különböző mennyiségű melléktermék keletkezik - acetilén, metán és mások, amelyek elméletileg nem számíthatók ki. Egyes szervetlen reakciók szintén ellentmondanak a számításoknak. Például ammónium-nitrát:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Több irányba halad, így nem lehet meghatározni, hogy mennyi kiindulási anyagot kell bevinni egy bizonyos mennyiségű nitrogén-monoxid (I) előállításához.

A sztöchiometria a kémiai termelés elméleti alapja

A gyártásban vagy a gyártás során alkalmazott összes reakciónak sztöchiometrikusnak kell lennie, azaz pontos számításoknak kell alávetni. Nyereséges lesz az üzem vagy a gyár? A sztöchiometria lehetővé teszi, hogy megtudja.

A sztöchiometrikus egyenletek alapján elméleti mérleg készül. Meg kell határozni, hogy mennyi kiindulási anyagra lesz szükség a kívánt termék kívánt mennyiségének előállításához. A továbbiakban üzemi kísérleteket végeznek, amelyek megmutatják a kiindulási anyagok valós felhasználását és a termékek hozamát. Az elméleti számítások és a gyakorlati adatok közötti különbség lehetővé teszi a termelés optimalizálását és a vállalkozás jövőbeni gazdasági hatékonyságának értékelését. A sztöchiometrikus számítások lehetővé teszik a folyamat hőmérlegének összeállítását is a berendezések kiválasztásához, a keletkező melléktermékek tömegének meghatározásához, amelyeket el kell távolítani stb.

Sztöchiometrikus anyagok

Az összetételi állandóság törvénye szerint, amelyet J.L. Proust szerint minden vegyszer állandó összetételű, függetlenül az előállítás módjától. Ez azt jelenti, hogy például egy kénsav H 2 SO 4 molekulában, függetlenül attól, hogy milyen módszerrel nyerték, mindig két hidrogénatomonként egy kénatom és négy oxigénatom lesz. Minden olyan anyag, amelynek molekulaszerkezete van, sztöchiometrikus.

A természetben azonban elterjedtek az anyagok, amelyek összetétele az előállítás módjától vagy a származási forrástól függően eltérő lehet. Túlnyomó többségük kristályos anyag. Akár azt is mondhatnánk, hogy szilárd anyagok esetében a sztöchiometria inkább kivétel, mint szabály.

Vegyük például a jól tanulmányozott titán-karbid és -oxid összetételét. Titán-oxidban TiO x X=0,7-1,3, azaz 0,7-1,3 oxigénatom titánatomonként, karbidban TiC x X=0,6-1,0.

A szilárd anyagok nem sztöchiometrikus természete a kristályrács csomópontjainál fellépő intersticiális hibával magyarázható, vagy fordítva, a csomópontokban üresedések megjelenésével. Ilyen anyagok az oxidok, szilicidek, boridok, karbidok, foszfidok, nitridek és más szervetlen anyagok, valamint a nagy molekulatömegű szerves anyagok.

És bár a változó összetételű vegyületek létezésére vonatkozó bizonyítékot csak a 20. század elején mutatta be I. S. Kurnakov, az ilyen anyagokat K. L. tudós nevével gyakran berthollidoknak nevezik. Berthollet, aki azt javasolta, hogy bármely anyag összetétele megváltozzon.