Stehiometrijas koeficients. Stehiometrija ir ķīmisko aprēķinu pamatā

Sastādot redoksreakcijas vienādojumu, ir jānosaka reducējošais līdzeklis, oksidētājs un doto un saņemto elektronu skaits. Redoksreakciju vienādojumu sastādīšanai galvenokārt ir divas metodes:
1) elektroniskais līdzsvars– pamatojoties uz kopējā elektronu skaita noteikšanu, kas pārvietojas no reducētāja uz oksidētāju;
2) jonu-elektroniskais līdzsvars- paredz atsevišķu vienādojumu apkopošanu oksidācijas un reducēšanas procesam ar to sekojošu summēšanu kopējā jonu vienādojuma-pusreakcijas metodē. Šajā metodē ir jāatrod ne tikai reducētāja un oksidētāja, bet arī barotnes molekulu koeficienti. Atkarībā no vides rakstura oksidētāja pieņemto vai reducējošā aģenta zaudēto elektronu skaits var atšķirties.
1) Elektroniskais līdzsvars - metode koeficientu atrašanai redoksreakciju vienādojumos, kas ņem vērā elektronu apmaiņu starp elementu atomiem, kas maina to oksidācijas pakāpi. Reducētāja nodoto elektronu skaits ir vienāds ar oksidētāja saņemto elektronu skaitu.

Vienādojums tiek sastādīts vairākos posmos:

1. Pierakstiet reakcijas shēmu.

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

2. Novietojiet oksidācijas pakāpes virs mainīgo elementu pazīmēm.

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

3. Izdalīt elementus, kas maina oksidācijas pakāpi, un nosaka oksidētāja iegūto un reducētāja atdoto elektronu skaitu.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Izlīdzināt iegūto un nodoto elektronu skaitu, tādējādi nosakot koeficientus savienojumiem, kuros ir elementi, kas maina oksidācijas pakāpi.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Koeficientus izvēlas visiem pārējiem reakcijas dalībniekiem. Šajā gadījumā reducēšanas procesā piedalās 10 HCl molekulas, bet jonu apmaiņas procesā (kālija un mangāna jonu saistīšanās) – 6.

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

2) Jonu-elektronu līdzsvara metode.

1. Pierakstiet reakcijas shēmu.

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

2. Pierakstiet pusreakciju shēmas, izmantojot šķīdumā faktiski esošās daļiņas (molekulas un jonus). Tajā pašā laikā mēs summējam materiālu bilanci, t.i. elementu atomu skaitam, kas piedalās pusreakcijā kreisajā pusē, jābūt vienādam ar to skaitu labajā pusē. Oksidētās un reducētās formas Oksidētājs un reducētājs bieži atšķiras pēc skābekļa satura (sal. Cr 2 O 7 2− un Cr 3+). Tāpēc, sastādot pusreakcijas vienādojumus, izmantojot elektronu-jonu līdzsvara metodi, tie ietver H + /H 2 O pārus (par skābs vide) un OH - / H 2 O (par sārmains vide). Ja, pārejot no vienas formas uz otru, sākotnējā forma (parasti − oksidēts) zaudē savus oksīda jonus (parādīti tālāk kvadrātiekavās), pēdējiem, jo ​​tie nepastāv brīvā formā, ir jābūt skābs barotne tiek apvienota ar ūdeņraža katjoniem un iekšā sārmains vide - ar ūdens molekulām, kas noved pie veidošanās ūdens molekulas(skābā vidē) un hidroksīda joni(sārmainā vidē):

skāba vide+ 2H + = H 2 O piemērs: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
sārmaina vide+ H 2 O \u003d 2 OH - piemērs: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

skābekļa trūkums sākotnējā formā (biežāk atjaunotajā) salīdzinājumā ar galīgo formu tiek kompensēts ar pievienošanu ūdens molekulas(iekš skābs vide) vai hidroksīda joni(iekš sārmains vide):

skāba vide H 2 O = + 2H + piemērs: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
sārmaina vide 2 OH - \u003d + H 2 O piemērs: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

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

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

3. Summējam elektronisko bilanci, ievērojot kopējās lādiņa vienādības nepieciešamību pusreakcijas vienādojumu labajā un kreisajā daļā.

Iepriekš minētajā piemērā reducēšanas pusreakcijas vienādojuma labajā pusē jonu kopējais lādiņš ir +7, kreisajā pusē - +2, kas nozīmē, ka labajā pusē jāpievieno pieci elektroni:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

Oksidācijas pusreakcijas vienādojumā kopējais lādiņš labajā pusē ir -2, kreisajā pusē 0, kas nozīmē, ka labajā pusē jāatņem divi elektroni:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Tādējādi abos vienādojumos ir realizēts jonu-elektronu līdzsvars un tajos bultu vietā var likt vienādības zīmes:

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

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

4. Ievērojot noteikumu par nepieciešamību pēc oksidētāja saņemto un reducētāja atdoto elektronu skaita vienādības, abos vienādojumos atrodam elektronu skaita mazāko kopīgo reizinājumu (2∙5 = 10).

5. Reizinām ar koeficientiem (2.5) un summējam abus vienādojumus, saskaitot abu vienādojumu kreiso un labo daļu.

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

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

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

2MnO4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

2MnO4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-

vai molekulārā formā:

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

Šī metode ņem vērā elektronu pāreju no viena atoma vai jona uz otru, ņemot vērā vides raksturu (skābā, sārmainā vai neitrālā), kurā notiek reakcija. Skābā vidē pusreakcijas vienādojumos, lai izlīdzinātu ūdeņraža un skābekļa atomu skaitu, jāizmanto ūdeņraža joni H + un ūdens molekulas, bāzes - hidroksīda joni OH - un ūdens molekulas. Attiecīgi iegūtajos produktos elektronu-jonu vienādojuma labajā pusē būs ūdeņraža joni (nevis hidroksīda joni) un ūdens molekulas (skābā vide) vai hidroksīda joni un ūdens molekulas (sārma vide). Tā, piemēram, vienādojumu permanganāta jonu reducēšanas pusreakcijai skābā vidē nevar sastādīt ar hidroksīda jonu klātbūtni labajā pusē:

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

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

Tas ir, rakstot elektronu-jonu vienādojumus, ir jāvadās no šķīdumā faktiski esošo jonu sastāva. Turklāt, tāpat kā saīsinātu jonu vienādojumu sagatavošanā, vielas, kas nedaudz disociējas, slikti šķīst vai izdalās gāzes veidā, jāraksta molekulārā formā.

Redoksreakciju vienādojumu sastādīšana, izmantojot pusreakcijas metodi, rada tādu pašu rezultātu kā elektronu līdzsvara metode.

Salīdzināsim abas metodes. Pusreakcijas metodes priekšrocība salīdzinājumā ar elektronu līdzsvara metodi ir tāda ka tas izmanto nevis hipotētiskus, bet reālus jonus.

Izmantojot pusreakcijas metodi, nav nepieciešams zināt atomu oksidācijas pakāpi. Atsevišķu jonu pusreakcijas vienādojumu rakstīšana ir nepieciešama, lai izprastu ķīmiskos procesus galvaniskajā elementā un elektrolīzes laikā. Ar šo metodi ir redzama vides kā aktīva dalībnieka loma visā procesā. Visbeidzot, izmantojot pusreakcijas metodi, nav jāzina visas iegūtās vielas, tās parādās reakcijas vienādojumā, to atvasinot. Tāpēc priekšroka jādod pusreakciju metodei un jāizmanto vienādojumu sagatavošanā visām redoksreakcijām, kas notiek ūdens šķīdumos.

Šajā metodē tiek salīdzināti atomu oksidācijas stāvokļi sākotnējā un galīgajā vielā, vadoties pēc noteikuma: reducētāja ziedoto elektronu skaitam jābūt vienādam ar oksidētājam piesaistīto elektronu skaitu. Lai sastādītu vienādojumu, jāzina reaģentu un reakcijas produktu formulas. Pēdējos nosaka vai nu empīriski, vai pamatojoties uz zināmajām elementu īpašībām.

Jonu-elektronu līdzsvara metode ir daudzpusīgāka par elektronu bilances metodi, un tai ir nenoliedzama priekšrocība koeficientu izvēlē daudzās redoksreakcijās, jo īpaši ar organisko savienojumu piedalīšanos, kurās pat oksidācijas pakāpju noteikšanas procedūra ir ļoti laba. sarežģīti.

Apsveriet, piemēram, etilēna oksidēšanās procesu, kas notiek, izlaižot to caur kālija permanganāta ūdens šķīdumu. Rezultātā etilēns tiek oksidēts par etilēnglikolu HO-CH 2 -CH 2 -OH, un permanganāts tiek reducēts par mangāna (IV) oksīdu, turklāt, kā būs skaidrs no galīgā bilances vienādojuma, kālija hidroksīds veidojas arī uz labā puse:

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

Reducēšanas un oksidācijas pusreakcijas vienādojums:

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

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

Mēs apkopojam abus vienādojumus, atņemot hidroksīda jonus, kas atrodas kreisajā un labajā pusē.

Mēs iegūstam galīgo vienādojumu:

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

Izmantojot jonu-elektronu bilances metodi, lai noteiktu koeficientus reakcijās ar organiskiem savienojumiem, ir ērti ņemt vērā ūdeņraža atomu oksidācijas pakāpi, kas vienāda ar +1, skābekļa atomu -2, un aprēķināt oglekli, izmantojot pozitīvo un negatīvo lādiņu bilanci. molekula (jons). Tātad etilēna molekulā kopējais lādiņš ir nulle:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

nozīmē divu oglekļa atomu oksidācijas pakāpi - (-4) un viena (X) - (-2).

Līdzīgi, etilēnglikola molekulā C 2 H 6 O 2 mēs atrodam oglekļa (X) oksidācijas stāvokli:

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

Dažās organisko savienojumu molekulās šāds aprēķins noved pie oglekļa oksidācijas pakāpes daļējas vērtības, piemēram, acetona molekulai (C 3 H 6 O) tas ir -4/3. Elektroniskais vienādojums aprēķina kopējo oglekļa atomu lādiņu. Acetona molekulā tas ir -4.

Līdzīga informācija.

Sastādot redoksreakcijas (ORR) vienādojumu, jānosaka reducētājs, oksidētājs un doto un saņemto elektronu skaits. OVR stehiometriskos koeficientus izvēlas, izmantojot vai nu elektronu līdzsvara metodi, vai elektronu jonu līdzsvara metodi (pēdējo sauc arī par pusreakcijas metodi). Apskatīsim dažus piemērus. Kā piemēru OVR vienādojumu sastādīšanai un stehiometrisko koeficientu izvēlei analizējam dzelzs (II) disulfīda (pirīta) oksidēšanās procesu ar koncentrētu slāpekļskābi: Vispirms nosakām iespējamos reakcijas produktus. Slāpekļskābe ir spēcīgs oksidētājs, tāpēc sulfīda jonu var oksidēt vai nu līdz maksimālajam oksidācijas stāvoklim S (H2S04) vai līdz S (SO2), un Fe par Fe, savukārt HN03 var redukt līdz N0 vai N02 (kopa konkrētiem produktiem tiek noteiktas reaģentu koncentrācijas, temperatūra utt.). Izvēlēsimies šādu iespējamo variantu: H20 būs vienādojuma kreisajā vai labajā pusē, mēs vēl nezinām. Ir divas galvenās koeficientu izvēles metodes. Vispirms izmantosim elektronu-jonu līdzsvara metodi. Šīs metodes būtība ir divos ļoti vienkāršos un ļoti svarīgos apgalvojumos. Pirmkārt, šī metode ņem vērā elektronu pāreju no vienas daļiņas uz otru, obligāti ņemot vērā vides raksturu (skābi, sārmainu vai neitrālu). Otrkārt, sastādot elektronu-jonu bilances vienādojumu, raksta tikai tās daļiņas, kuras reāli eksistē dotā OVR norises laikā - jonu formā raksta tikai reāli esošus katjonus jeb anonus; Vielas, kas ir vāji disociētas, nešķīst vai atbrīvojas gāzes veidā, ir rakstītas molekulārā formā. Sastādot vienādojumu oksidācijas un reducēšanas procesiem, lai izlīdzinātu ūdeņraža un skābekļa atomu skaitu, tiek ieviestas (atkarībā no vides) vai nu ūdens molekulas un ūdeņraža joni (ja vide ir skāba), vai ūdens molekulas un hidroksīda joni. (ja vide ir sārmaina). Apsveriet mūsu gadījumā oksidācijas pusreakciju. FeS2 molekulas (slikti šķīstoša viela) pārvēršas Fe3+ jonos (dzelzs nitrāts (II) pilnībā sadalās jonos) un sulfāta jonos S042" (H2SO4 disociācija): Apsveriet tagad nitrātu samazināšanas pusreakciju: lai izlīdzinātu skābekli, pievienojiet 2 labajā pusē ūdens molekulas, bet pa kreisi - 4 H + joni: Lai izlīdzinātu lādiņu kreisajā pusē (lādiņš +3), pievienojiet 3 elektronus: Visbeidzot, mums ir: Samazinot abas daļas par 16H + un 8H20, mēs iegūstiet redoksreakcijas galīgo, reducēto jonu vienādojumu: Saskaitot atbilstošo NOJ nH+ jonu skaitu abām vienādojuma pusēm, mēs atrodam reakcijas molekulāro vienādojumu: Turklāt mēs ņēmām vērā vides ietekmi un “automātiski” noteicām, ka H20 atrodas vienādojuma labajā pusē. Nav šaubu, ka šai metodei ir liela ķīmiskā nozīme. Empīriskā līdzsvara metode. Stehiometrisko koeficientu atrašanas metodes OVR vienādojumos būtība ir obligāta OVR iesaistīto elementu atomu oksidācijas pakāpes noteikšana. Izmantojot šo pieeju, mēs vēlreiz izlīdzinām reakciju (11.1) (iepriekš šai reakcijai izmantojām pusreakciju metodi). Redukcijas process ir aprakstīts vienkārši: Oksidācijas shēmu izveidot ir grūtāk, jo oksidējas uzreiz divi elementi - Fe un S. Dzelzs oksidācijas pakāpi var piešķirt +2, sēram - 1 un ņemt vērā. ka uz Fe atoma ir divi S atomi: Var taču iztikt bez oksidācijas pakāpju noteikšanas un pierakstīt shēmu, kas atgādina shēmu (11.2): Labajā pusē lādiņš +15, kreisajā pusē 0. , tāpēc FeS2 ir jāatsakās no 15 elektroniem. Mēs pierakstām kopējo bilanci: Mums ir nedaudz vairāk “jāsaprot” iegūtais līdzsvara vienādojums - tas parāda, ka FeS2 oksidēšanai tiek izmantotas 5 HN03 molekulas un vēl 3 HNO molekulas ir nepieciešamas, lai izveidotu Fe(N03)j: Lai izlīdzinātu ūdeņradi. un skābeklis, labajā daļā jāpievieno 2 H2O molekulas: elektronu jonu līdzsvara metode ir daudzpusīgāka nekā elektronu bilances metode, un tai ir nenoliedzamas priekšrocības koeficientu izvēlē daudzās OTS, jo īpaši, piedaloties organiskie savienojumi, kuros pat oksidācijas pakāpes noteikšanas procedūra ir ļoti sarežģīta . - Apsveriet, piemēram, etilēna oksidēšanās procesu, kas notiek, kad to izlaiž cauri kālija permanganāta ūdens šķīdumam. Rezultātā etilēns tiek oksidēts par etilēnglikolu HO - CH2 - CH2 - OH, un permanganāts tiek reducēts līdz mangāna oksīdam (TV), turklāt, kā būs skaidrs no gala bilances vienādojuma, labajā pusē veidojas arī kālija hidroksīds. : Pēc nepieciešamo šādu terminu samazinājumu veikšanas vienādojumu ierakstām galīgajā molekulārajā formā * Vides ietekme uz OVR plūsmas raksturu.Piemēri (11.1) - (11.4) skaidri ilustrē ts izmantošanas "tehniku". elektronu jonu līdzsvara metode OVR plūsmas gadījumā skābā vai sārmainā vidē. Vides raksturs ietekmē viena vai otra OVR norisi, lai šo ietekmi “sajustu”, aplūkosim viena un tā paša oksidētāja (KMnO4) uzvedību dažādās vidēs., atgūstoties līdz Mn+4 (Mn0j), un minimums - pēdējā stiprumā, kurā pacēlies Shaiyaaapsya līdz (mvnganat-nOn Mn042"). Tas ir izskaidrots šādi. Disociācijas līnijas skābes veido hidroksīda jonus ffjO +, kas spēcīgi polarizē 4 "MoOH joni Vājina mangāna saites ar skābekli (tādējādi pastiprinot reducētāja darbību) .. Neitrālā vidē ūdens molekulu polarizējošā iedarbība ir ievērojami c-aafep. >"MnO joni; daudz mazāk polarizēts. Spēcīgi sārmainā vidē hidroksīda joni “pat nostiprina Mn-O saiti, kā rezultātā samazinās reducētāja efektivitāte un MnO^ pieņem tikai vienu elektronu. Kālija permanganāta uzvedības piemēru neitrālā vidē attēlo reakcija (11.4.). Sniegsim arī vienu piemēru reakcijām, kas saistītas ar KMnOA skābā un sārmainā vidē

Katrai reakcijas vielai ir šādi vielas daudzumi:

Sākotnējais i-tās vielas daudzums (vielas daudzums pirms reakcijas sākuma);

i-tās vielas galīgais daudzums (vielas daudzums reakcijas beigās);

Izreaģētās (izejvielām) vai izveidotās vielas (reakcijas produktiem) daudzums.

Tā kā vielas daudzums nevar būt negatīvs, izejvielām

Kopš >.

Reakcijas produktiem > tātad, .

Stehiometriskās attiecības - attiecības starp reaģējošo vielu vai reakcijas produktu daudzumiem, masām vai tilpumiem (gāzēm), kas aprēķinātas, pamatojoties uz reakcijas vienādojumu. Aprēķini, izmantojot reakciju vienādojumus, ir balstīti uz stehiometrijas pamatlikumu: reaģējošo vai izveidoto vielu daudzumu attiecība (molos) ir vienāda ar atbilstošo koeficientu attiecību reakcijas vienādojumā (stehiometriskie koeficienti).

Aluminotermiskajai reakcijai, kas aprakstīta ar vienādojumu:

3Fe3O4+8Al = 4Al2O3+9Fe,

izreaģējušo vielu un reakcijas produktu daudzumi ir saistīti kā

Aprēķiniem ērtāk izmantot citu šī likuma formulējumu: reakcijas rezultātā izreaģējušās vai izveidojušās vielas daudzuma attiecība pret tās stehiometrisko koeficientu ir konstante konkrētai reakcijai.

Kopumā formas reakcijai

aA + bB = cC + dD,

kur mazie burti apzīmē koeficientus un lielie burti apzīmē ķīmiskās vielas, reaģentu daudzumus saista ar:

Jebkuri divi šīs attiecības termini, kas saistīti ar vienādību, veido ķīmiskās reakcijas proporciju: piemēram,

Ja reakcijai ir zināma radušās vai izreaģējušās vielas masa, tad tās daudzumu var atrast pēc formulas

un tad, izmantojot ķīmiskās reakcijas proporciju, var atrast atlikušajām reakcijas vielām. Vielu, pēc kuras masas vai daudzuma tiek konstatētas citu reakcijas dalībnieku masas, daudzumi vai tilpumi, dažreiz sauc par standartvielu.

Ja ir norādītas vairāku reaģentu masas, tad atlikušo vielu masu aprēķins tiek veikts pēc vienas no vielām, kuras trūkst, t.i., tā tiek pilnībā patērēta reakcijā. Vielu daudzumus, kas precīzi atbilst reakcijas vienādojumam bez pārpalikuma vai deficīta, sauc par stehiometriskajiem daudzumiem.

Tādējādi uzdevumos, kas saistīti ar stehiometriskajiem aprēķiniem, galvenā darbība ir atrast atsauces vielu un aprēķināt tās daudzumu, kas iekļuvis vai izveidojies reakcijas rezultātā.

Atsevišķas cietas vielas daudzuma aprēķins

kur ir atsevišķas cietās vielas A daudzums;

Atsevišķas cietas vielas masa A, g;

Vielas A molārā masa, g/mol.

Dabiskā minerāla vai cietvielu maisījuma daudzuma aprēķins

Dots dabīgais minerāls pirīts, kura galvenā sastāvdaļa ir FeS 2 . Papildus tam pirīta sastāvā ir piemaisījumi. Galvenās sastāvdaļas vai piemaisījumu saturu norāda masas procentos, piemēram, .

Ja ir zināms galvenās sastāvdaļas saturs, tad

Ja ir zināms piemaisījumu saturs, tad

kur ir atsevišķas vielas daudzums FeS 2, mol;

Minerāla pirīta masa, g.

Līdzīgi aprēķina sastāvdaļas daudzumu cietvielu maisījumā, ja ir zināms tā saturs masas daļās.

Vielas daudzuma aprēķins tīrā šķidrumā

Ja masa ir zināma, tad aprēķins ir līdzīgs atsevišķai cietai vielai.

Ja ir zināms šķidruma tilpums, tad

1. Atrodiet šī šķidruma tilpuma masu:

m f = V f s f,

kur m W ir šķidruma masa g;

V W - šķidruma tilpums, ml;

c w ir šķidruma blīvums, g/ml.

2. Atrodiet šķidruma molu skaitu:

Šis paņēmiens ir piemērots jebkuram agregāta stāvoklim.

Nosaka vielas H 2 O daudzumu 200 ml ūdens.

Risinājums: ja temperatūra nav norādīta, tiek pieņemts, ka ūdens blīvums ir 1 g / ml, tad:

Aprēķiniet izšķīdušās vielas daudzumu šķīdumā, ja ir zināma tās koncentrācija

Ja ir zināma izšķīdušās vielas masas daļa, šķīduma blīvums un tilpums, tad

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

kur m p-ra ir šķīduma masa, g;

V p-ra - šķīduma tilpums, ml;

ar r-ra - šķīduma blīvums, g / ml.

kur ir izšķīdušās vielas masa, g;

Izšķīdinātās vielas masas daļa, izteikta %.

Nosaka slāpekļskābes vielas daudzumu 500 ml 10% skābes šķīduma ar blīvumu 1,0543 g/ml.

Nosakiet šķīduma masu

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

Nosaka tīra HNO3 masu

Nosakiet HNO 3 molu skaitu

Ja ir zināma izšķīdušās vielas un vielas molārā koncentrācija un šķīduma tilpums, tad

kur ir šķīduma tilpums, l;

I-tās vielas molārā koncentrācija šķīdumā, mol/l.

Atsevišķas gāzveida vielas daudzuma aprēķins

Ja ir dota gāzveida vielas masa, tad to aprēķina pēc formulas (1).

Ja uzrāda normālos apstākļos mērīto tilpumu, tad pēc formulas (2), ja gāzveida vielas tilpumu mēra jebkuros citos apstākļos, tad pēc formulas (3) formulas dotas 6.-7.lpp.

Kas pēta kvantitatīvās attiecības starp vielām, kas iekļuvušas reakcijā un izveidojušās tās laikā (no grieķu "stekhion" - "elementārais sastāvs", "meitren" - "es mēru").

Materiālu un enerģijas aprēķinos vissvarīgākā ir stehiometrija, bez kuras nav iespējams organizēt ķīmisko ražošanu. Ķīmiskā stehiometrija ļauj aprēķināt konkrētai produkcijai nepieciešamo izejvielu daudzumu, ņemot vērā vēlamo veiktspēju un iespējamos zudumus. Nevienu uzņēmumu nevar atvērt bez iepriekšējiem aprēķiniem.

Mazliet vēstures

Pats vārds "stehiometrija" ir vācu ķīmiķa Džeremija Bendžamina Rihtera izgudrojums, ko viņš ierosināja savā grāmatā, kurā pirmo reizi tika aprakstīta ideja par iespēju veikt aprēķinus, izmantojot ķīmiskos vienādojumus. Vēlāk Rihtera idejas guva teorētisku pamatojumu, atklājot Avogadro likumus (1811), Gay-Lussac likumus (1802), sastāva konstantes likumu (J.L. Prust, 1808), daudzkārtējās attiecības (J. Dalton, 1803) un attīstot atomu un molekulu teorija. Tagad šos likumus, kā arī paša Rihtera formulētos ekvivalentu likumus sauc par stehiometrijas likumiem.

Jēdziens "stehiometrija" tiek lietots gan attiecībā uz vielām, gan ķīmiskām reakcijām.

Stehiometriskie vienādojumi

Stehiometriskās reakcijas - reakcijas, kurās izejvielas mijiedarbojas noteiktās attiecībās, un produktu daudzums atbilst teorētiskajiem aprēķiniem.

Stehiometriskie vienādojumi ir vienādojumi, kas apraksta stehiometriskās reakcijas.

Stehiometriskie vienādojumi) parāda kvantitatīvās attiecības starp visiem reakcijas dalībniekiem, kas izteiktas molos.

Lielākā daļa neorganisko reakciju ir stehiometriskas. Piemēram, trīs secīgas reakcijas sērskābes iegūšanai no sēra ir stehiometriskas.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Aprēķini, izmantojot šos reakcijas vienādojumus, var noteikt, cik daudz katras vielas ir jāuzņem, lai iegūtu noteiktu sērskābes daudzumu.

Lielākā daļa organisko reakciju nav stehiometriskas. Piemēram, etāna krekinga reakcijas vienādojums izskatās šādi:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Taču reāli reakcijas laikā vienmēr tiks iegūti dažādi blakusproduktu daudzumi - acetilēns, metāns un citi, kurus teorētiski nav iespējams aprēķināt. Dažas neorganiskas reakcijas arī neatbilst aprēķiniem. Piemēram, amonija nitrāts:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Tas iet vairākos virzienos, tāpēc nav iespējams noteikt, cik daudz izejmateriāla jāuzņem, lai iegūtu noteiktu slāpekļa oksīda (I) daudzumu.

Stehiometrija ir ķīmiskās ražošanas teorētiskais pamats

Visām reakcijām, kas tiek izmantotas ražošanā vai ražošanā, jābūt stehiometriskām, tas ir, jāpakļaujas precīziem aprēķiniem. Vai rūpnīca vai rūpnīca būs rentabla? Stehiometrija ļauj to noskaidrot.

Pamatojoties uz stehiometriskajiem vienādojumiem, tiek izveidots teorētiskais līdzsvars. Ir jānosaka, cik daudz izejvielu būs nepieciešams, lai iegūtu vēlamo interesējošā produkta daudzumu. Tālāk tiek veikti operatīvie eksperimenti, kas parādīs reālo izejvielu patēriņu un produkcijas iznākumu. Atšķirība starp teorētiskajiem aprēķiniem un praktiskiem datiem ļauj optimizēt ražošanu un novērtēt uzņēmuma turpmāko ekonomisko efektivitāti. Stehiometriskie aprēķini dod iespēju arī sastādīt procesa siltuma bilanci, lai izvēlētos iekārtas, noteiktu radušos blakusproduktu masas, kas būs jānoņem utt.

Stehiometriskās vielas

Saskaņā ar sastāva nemainīguma likumu, ko ierosināja J.L. Prousta, jebkurai ķīmiskai vielai ir nemainīgs sastāvs neatkarīgi no sagatavošanas metodes. Tas nozīmē, ka, piemēram, sērskābes H 2 SO 4 molekulā neatkarīgi no metodes, ar kādu tā iegūta, uz diviem ūdeņraža atomiem vienmēr būs viens sēra atoms un četri skābekļa atomi. Visas vielas, kurām ir molekulārā struktūra, ir stehiometriskas.

Taču dabā ir plaši izplatītas vielas, kuru sastāvs var atšķirties atkarībā no pagatavošanas metodes vai izcelsmes avota. Lielākā daļa no tām ir kristāliskas vielas. Varētu pat teikt, ka cietām vielām stehiometrija ir drīzāk izņēmums, nevis likums.

Piemēram, ņemiet vērā labi izpētītā titāna karbīda un oksīda sastāvu. Titāna oksīdā TiO x X=0,7-1,3, tas ir, no 0,7 līdz 1,3 skābekļa atomi uz titāna atomu, karbīdā TiC x X=0,6-1,0.

Cietvielu nestehiometriskais raksturs ir izskaidrojams ar intersticiālu defektu kristāla režģa mezglos vai, gluži pretēji, ar vakanču parādīšanos mezglos. Šādas vielas ir oksīdi, silicīdi, borīdi, karbīdi, fosfīdi, nitrīdi un citas neorganiskas vielas, kā arī lielmolekulārās organiskās vielas.

Un, lai gan pierādījumus par savienojumu ar mainīgu sastāvu esamību tikai 20. gadsimta sākumā sniedza I. S. Kurnakovs, šādas vielas zinātnieka K. L. vārdā bieži sauc par bertollīdiem. Bertolets, kurš ierosināja, ka jebkuras vielas sastāvs mainās.