Coeficientul de stoichiometrie. Stoichiometria este baza calculelor chimice

Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox, este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți. Există în principal două metode de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox:
1) balanță electronică– pe baza determinării numărului total de electroni care se deplasează de la agentul reducător la agentul oxidant;
2) echilibru ion-electronic- prevede compilarea separată a ecuațiilor pentru procesul de oxidare și reducere cu însumarea lor ulterioară într-o metodă comună de ecuație ionică-semi-reacție. În această metodă, este necesar să se găsească nu numai coeficienții pentru agentul reducător și agentul de oxidare, ci și pentru moleculele mediului. În funcție de natura mediului, numărul de electroni acceptați de agentul oxidant sau pierduți de agentul reducător poate varia.
1) Balanța electronică - o metodă de găsire a coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox, care are în vedere schimbul de electroni între atomii elementelor care își schimbă starea de oxidare. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni primiți de agentul de oxidare.

Ecuația este compilată în mai multe etape:

1. Notați schema de reacție.

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

2. Puneți stările de oxidare deasupra semnelor elementelor care se schimbă.

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

3. Alocați elemente care modifică gradul de oxidare și determină numărul de electroni dobândiți de agentul oxidant și cedați de agentul reducător.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Egalizarea numărului de electroni dobândiți și donați, stabilindu-se astfel coeficienții pentru compușii în care există elemente care modifică starea de oxidare.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Coeficienții sunt selectați pentru toți ceilalți participanți la reacție. În acest caz, 10 molecule de HCl participă la procesul de reducere și 6 la procesul de schimb ionic (legarea ionilor de potasiu și mangan).

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

2) Metoda echilibrului ion-electron.

1. Notați schema de reacție.

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

2. Scrieți scheme de semireacții, folosind particule prezente efectiv (molecule și ioni) în soluție. În același timp, însumăm bilanțul material, adică. numărul de atomi ai elementelor care participă la semireacția din partea stângă trebuie să fie egal cu numărul lor din dreapta. Forme oxidate și reduse oxidantul și reductorul diferă adesea în conținutul de oxigen (comparați Cr 2 O 7 2− și Cr 3+). Prin urmare, atunci când se compilează ecuații de semireacție folosind metoda echilibrului electron-ion, acestea includ perechi H + /H 2 O (pentru acid mediu) și OH - / H 2 O (pentru alcalin mediu inconjurator). Dacă în timpul trecerii de la o formă la alta, forma originală (de obicei − oxidat) își pierde ionii de oxid (prezentați mai jos între paranteze drepte), aceștia din urmă, deoarece nu există sub formă liberă, trebuie să fie în acid mediu sunt combinate cu cationi de hidrogen, iar în alcalin mediu - cu molecule de apă, ceea ce duce la formare molecule de apă(în mediu acid) și ioni de hidroxid(în mediu alcalin):

mediu acid+ 2H + = H 2 O exemplu: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
mediu alcalin+ H 2 O \u003d 2 OH - exemplu: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

lipsă de oxigenîn forma originală (mai des în forma restaurată) comparativ cu forma finală se compensează prin adăugare molecule de apă(în acid mediu) sau ioni de hidroxid(în alcalin mediu inconjurator):

mediu acid H 2 O = + 2H + exemplu: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
mediu alcalin 2 OH - \u003d + H 2 O exemplu: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

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

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

3. Însumăm balanța electronică, urmărind necesitatea egalității sarcinii totale în părțile din dreapta și din stânga ecuațiilor semireacției.

În exemplul de mai sus, în partea dreaptă a ecuației semireacției de reducere, sarcina totală a ionilor este +7, în stânga - +2, ceea ce înseamnă că trebuie adăugați cinci electroni în partea dreaptă:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

În ecuația semireacției de oxidare, sarcina totală pe partea dreaptă este -2, pe partea stângă 0, ceea ce înseamnă că doi electroni trebuie scăzuți din partea dreaptă:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Astfel, în ambele ecuații, echilibrul ion-electron este implementat și este posibil să se pună semne egale în loc de săgeți în ele:

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

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

4. Urmând regula privind nevoia de egalitate a numărului de electroni primiți de agentul oxidant și cedați de agentul reducător, găsim cel mai mic multiplu comun pentru numărul de electroni din ambele ecuații (2∙5 = 10).

5. Înmulțim cu coeficienții (2.5) și însumăm ambele ecuații adunând părțile din stânga și din dreapta ambelor ecuații.

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-

sau sub formă moleculară:

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

Această metodă are în vedere trecerea electronilor de la un atom sau ion la altul, ținând cont de natura mediului (acid, alcalin sau neutru) în care are loc reacția. Într-un mediu acid, în ecuațiile semireacției, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, ionii de hidrogen H + și moleculele de apă trebuie folosiți, în cel de bază, ionii de hidroxid OH - și moleculele de apă. În consecință, în produsele obținute, în partea dreaptă a ecuației electron-ionice, vor exista ioni de hidrogen (și nu ionii de hidroxid) și molecule de apă (mediu acid) sau ioni de hidroxid și molecule de apă (mediu alcalin). Deci, de exemplu, ecuația pentru semireacția de reducere a unui ion permanganat într-un mediu acid nu poate fi compilată cu prezența ionilor de hidroxid pe partea dreaptă:

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

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

Adică, atunci când scriem ecuații electron-ionice, trebuie să pornim de la compoziția ionilor prezenți efectiv în soluție. În plus, ca și în prepararea ecuațiilor ionice abreviate, substanțele care sunt slab disociante, slab solubile sau eliberate sub formă de gaz ar trebui scrise în formă moleculară.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox folosind metoda semireacției conduce la același rezultat ca și metoda echilibrului electronic.

Să comparăm ambele metode. Avantajul metodei semireacției în comparație cu metoda echilibrului electronic este că că folosește nu ioni ipotetici, ci reali.

Când se utilizează metoda semireacției, nu este necesar să se cunoască starea de oxidare a atomilor. Scrierea unor ecuații separate de semireacție ionică este necesară pentru a înțelege procesele chimice dintr-o celulă galvanică și în timpul electrolizei. Cu această metodă, este vizibil rolul mediului ca participant activ în întregul proces. În cele din urmă, atunci când se utilizează metoda semireacției, nu este necesar să se cunoască toate substanțele rezultate, acestea apar în ecuația reacției la derivarea acesteia. Prin urmare, metoda semireacțiilor ar trebui să fie preferată și utilizată în pregătirea ecuațiilor pentru toate reacțiile redox care apar în soluții apoase.

În această metodă se compară stările de oxidare ale atomilor din substanțele inițiale și finale, ghidate de regula: numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni atașați agentului oxidant. Pentru a întocmi o ecuație, trebuie să cunoașteți formulele reactanților și produșilor de reacție. Acestea din urmă sunt determinate fie empiric, fie pe baza proprietăților cunoscute ale elementelor.

Metoda echilibrului ion-electron este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe reacții redox, în special, cu participarea compușilor organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicat.

Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca rezultat, etilena este oxidată la etilenglicol HO-CH 2 -CH 2 -OH, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (IV), în plus, după cum va fi evident din ecuația bilanțului final, se formează și hidroxid de potasiu pe dreapta:

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

Ecuația semireacției de reducere și oxidare:

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

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

Rezumăm ambele ecuații, scădem ionii de hidroxid prezenți pe părțile din stânga și din dreapta.

Obținem ecuația finală:

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

Când se utilizează metoda echilibrului ion-electron pentru a determina coeficienții în reacțiile care implică compuși organici, este convenabil să se ia în considerare stările de oxidare ale atomilor de hidrogen egale cu +1, oxigen -2 și să se calculeze carbonul folosind balanța sarcinilor pozitive și negative din molecula (ionul). Deci, într-o moleculă de etilenă, sarcina totală este zero:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

înseamnă gradul de oxidare a doi atomi de carbon - (-4) și a unuia (X) - (-2).

În mod similar, în molecula de etilenglicol C 2 H 6 O 2 găsim starea de oxidare a carbonului (X):

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

În unele molecule de compuși organici, un astfel de calcul duce la o valoare fracțională a stării de oxidare a carbonului, de exemplu, pentru o moleculă de acetonă (C 3 H 6 O), aceasta este -4/3. Ecuația electronică estimează sarcina totală a atomilor de carbon. Într-o moleculă de acetonă, este -4.

Informații similare.

Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox (ORR), este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți. Coeficienții stoichiometrici OVR sunt selectați fie folosind metoda echilibrului electron, fie metoda echilibrului electron-ion (cea din urmă este numită și metoda semireacției). Să ne uităm la câteva exemple. Ca exemplu de compilare a ecuațiilor OVR și de selectare a coeficienților stoichiometrici, analizăm procesul de oxidare a disulfurei de fier (II) (pirită) cu acid azotic concentrat: În primul rând, determinăm posibilii produși de reacție. Acidul azotic este un agent oxidant puternic, astfel încât ionul sulfură poate fi oxidat fie la starea de oxidare maximă S (H2S04), fie la S (SO2), iar Fe la Fe, în timp ce HN03 poate fi redus la N0 sau N02 (multul de produse specifice se determină concentrațiile de reactivi, temperatura etc.). Să alegem următoarea opțiune posibilă: H20 va fi în partea stângă sau dreaptă a ecuației, nu știm încă. Există două metode principale de selectare a coeficienților. Să aplicăm mai întâi metoda echilibrului electron-ion. Esența acestei metode este în două afirmații foarte simple și foarte importante. În primul rând, această metodă ia în considerare tranziția electronilor de la o particulă la alta, cu luarea în considerare obligatorie a naturii mediului (acid, alcalin sau neutru). În al doilea rând, atunci când se compilează ecuația balanței electron-ion, sunt scrise doar acele particule care există efectiv în cursul unui OVR dat - doar cationii sau anonii existenți cu adevărat sunt scrisi sub formă de ioni; Substanțele care sunt slab disociate, insolubile sau eliberate sub formă de gaz sunt scrise în formă moleculară. La alcătuirea unei ecuații pentru procesele de oxidare și reducere, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, se introduc (în funcție de mediu) fie molecule de apă și ioni de hidrogen (dacă mediul este acid), fie molecule de apă și ioni de hidroxid. (dacă mediul este alcalin). Considerăm pentru cazul nostru semireacția de oxidare. Moleculele de FeS2 (o substanță slab solubilă) sunt transformate în ioni Fe3+ (nitratul de fier (II) se disociază complet în ioni) și ioni de sulfat S042" (disocierea H2SO4): Luați în considerare semireacția de reducere a nitraților: pentru a egaliza oxigenul, adăugați 2 în partea dreaptă a moleculelor de apă, iar în stânga - 4 ioni H +: Pentru a egaliza sarcina în partea stângă (sarcină +3), adăugați 3 electroni: În final, avem: Reducerea ambelor părți cu 16H + și 8H20, avem obțineți ecuația ionică finală redusă a reacției redox: prin adăugarea numărului corespunzător de ioni NOJ nH+ de ambele părți ale ecuației, găsim ecuația moleculară a reacției: În plus, am luat în considerare influența mediului și am determinat „automat” că H20 se află în partea dreaptă a ecuației. Nu există nicio îndoială că această metodă are o mare semnificație chimică. Metoda echilibrului empiric. Esența metodei de aflare a coeficienților stoichiometrici în ecuațiile OVR este determinarea obligatorie a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor implicate în OVR. Folosind această abordare, egalizăm din nou reacția (11.1) (mai sus am aplicat metoda semireacțiilor acestei reacții). Procesul de reducere este descris simplu: este mai dificil să se elaboreze o schemă de oxidare, deoarece două elemente sunt oxidate simultan - Fe și S. Puteți atribui o stare de oxidare de +2 fierului, sulfului - 1 și luați în considerare că există doi atomi de S per atom de Fe: Puteți, totuși, să faceți fără determinarea stărilor de oxidare și să scrieți o schemă asemănătoare cu schema (11.2): Partea dreaptă are o sarcină de +15, partea stângă are o sarcină de 0 , deci FeS2 trebuie să cedeze 15 electroni. Scriem echilibrul general: Trebuie să „înțelegem” mai mult ecuația rezultată - arată că 5 molecule HN03 sunt folosite pentru a oxida FeS2 și alte 3 molecule HNO sunt necesare pentru a forma Fe(N03)j: Pentru a egaliza hidrogenul și oxigen, în partea dreaptă trebuie să adăugați 2 molecule de H20: metoda echilibrului electron-ion este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe OTS, în special, cu participarea de compuși organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicată. - Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei, care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca urmare, etilena este oxidată la etilenglicol HO - CH2 - CH2 - OH, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (TV), în plus, după cum va fi evident din ecuația bilanțului final, în dreapta se formează și hidroxid de potasiu. : După efectuarea reducerilor necesare ale unor astfel de termeni, scriem ecuația în forma moleculară finală * Influența mediului asupra naturii fluxului OVR Exemplele (11.1) - (11.4) ilustrează clar „tehnica” utilizării metoda echilibrului electron-ion în cazul curgerii OVR într-un mediu acid sau alcalin. Natura mediului înconjurător! influențează cursul unuia sau altuia OVR; pentru a „simți” această influență, să luăm în considerare comportamentul aceluiași agent oxidant (KMnO4) în diferite medii, recuperând până la Mn+4. (Mn0j), iar minimul - în puterea ultimului, în care Shaiyaaapsya a crescut până la (mvnganat-nOn Mn042"). Acest lucru este explicat după cum urmează. Acizii liniei de disociere formează ioni de hidroxid ffjO +, care polarizează puternic ionii de 4 "MoOH Slăbesc legăturile manganului cu oxigenul (întărind astfel acțiunea agentului reducător) .. Într-un mediu neutru, efectul de polarizare al moleculelor de apă este semnificativ c-aafep. >"ioni de MnO; mult mai putin polarizat. Într-un mediu puternic alcalin, ionii de hidroxid „chiar întăresc legătura Mn-O, drept urmare eficacitatea agentului reducător scade și MnO^ acceptă doar un electron. Un exemplu de comportare a permanganatului de potasiu într-un mediu neutru este reprezentat de reacția (11.4). Să dăm, de asemenea, un exemplu de reacții care implică KMnOA în medii acide și alcaline

Pentru fiecare substanță din reacție, există următoarele cantități de substanță:

Cantitatea inițială a i-a substanță (cantitatea de substanță înainte de începerea reacției);

Cantitatea finală a i-a substanță (cantitatea de substanță la sfârșitul reacției);

Cantitatea de substanță reacționată (pentru substanțele inițiale) sau formată (pentru produșii de reacție).

Deoarece cantitatea unei substanțe nu poate fi negativă, pentru substanțele inițiale

De când >.

Pentru produsele de reacție >, prin urmare, .

Raporturi stoichiometrice - raporturi între cantitățile, mase sau volume (pentru gaze) de substanțe sau produse de reacție care reacţionează, calculate pe baza ecuaţiei reacţiei. Calculele folosind ecuații de reacție se bazează pe legea de bază a stoichiometriei: raportul dintre cantitățile de substanțe care reacţionează sau formate (în moli) este egal cu raportul coeficienților corespunzători din ecuația de reacție (coeficienții stoichiometrici).

Pentru reacția aluminotermă descrisă de ecuație:

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

cantităţile de substanţe reacţionate şi produşi de reacţie sunt legate ca

Pentru calcule, este mai convenabil să folosiți o altă formulare a acestei legi: raportul dintre cantitatea de substanță reacționată sau formată ca urmare a unei reacții și coeficientul său stoechiometric este o constantă pentru o reacție dată.

În general, pentru o reacție a formei

aA + bB = cC + dD,

unde literele mici indică coeficienți și literele mari indică substanțe chimice, cantitățile de reactanți sunt legate prin:

Oricare doi termeni ai acestui raport, legați prin egalitate, formează proporția unei reacții chimice: de exemplu,

Dacă masa substanței formate sau reacționate a reacției este cunoscută pentru reacție, atunci cantitatea acesteia poate fi găsită prin formula

iar apoi, folosind proporția reacției chimice, poate fi găsită pentru substanțele rămase ale reacției. O substanță, după masă sau cantitatea căreia se găsesc masele, cantitățile sau volumele altor participanți la reacție, este uneori numită substanță de referință.

Dacă sunt date masele mai multor reactivi, atunci calculul maselor substanțelor rămase se efectuează în funcție de cea a substanțelor care este în lipsă, adică se consumă complet în reacție. Cantitățile de substanțe care se potrivesc exact cu ecuația reacției fără exces sau deficiență se numesc mărimi stoichiometrice.

Astfel, în sarcinile legate de calculele stoichiometrice, acțiunea principală este găsirea substanței de referință și calcularea cantității acesteia care a intrat sau s-a format în urma reacției.

Calculul cantității de solid individual

unde este cantitatea de solid individual A;

Masa solidului individual A, g;

Masa molară a substanței A, g/mol.

Calculul cantității de mineral natural sau amestec de solide

Să fie dat pirita minerală naturală, a cărei componentă principală este FeS 2 . În plus față de aceasta, compoziția piritei include impurități. Conținutul de component sau impurități principale este indicat în procente de masă, de exemplu, .

Dacă conținutul componentei principale este cunoscut, atunci

Dacă conținutul de impurități este cunoscut, atunci

unde este cantitatea de substanță individuală FeS 2, mol;

Masa piritei minerale, g.

În mod similar, cantitatea unui component dintr-un amestec de solide se calculează dacă se cunoaște conținutul său în fracții de masă.

Calculul cantității de substanță dintr-un lichid pur

Dacă masa este cunoscută, atunci calculul este similar cu calculul pentru un solid individual.

Dacă volumul lichidului este cunoscut, atunci

1. Aflați masa acestui volum de lichid:

m f = V f s f,

unde m W este masa lichidului g;

V W - volumul lichidului, ml;

c w este densitatea lichidului, g/ml.

2. Aflați numărul de moli de lichid:

Această tehnică este potrivită pentru orice stare agregată a materiei.

Determinați cantitatea de substanță H 2 O în 200 ml apă.

Soluție: dacă temperatura nu este specificată, atunci se presupune că densitatea apei este de 1 g / ml, atunci:

Calculați cantitatea de substanță dizolvată într-o soluție dacă este cunoscută concentrația acestuia

Dacă se cunosc fracția de masă a substanței dizolvate, densitatea soluției și volumul acesteia, atunci

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

unde m p-ra este masa soluției, g;

V p-ra - volumul soluției, ml;

cu r-ra - densitatea soluției, g / ml.

unde este masa substanței dizolvate, g;

Fracția de masă a substanței dizolvate, exprimată în %.

Se determină cantitatea de substanță de acid azotic în 500 ml dintr-o soluție acidă 10% cu o densitate de 1,0543 g/ml.

Determinați masa soluției

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

Determinați masa HNO3 pur

Determinați numărul de moli de HNO3

Dacă se cunosc concentrația molară a substanței și a substanței și volumul soluției, atunci

unde este volumul soluției, l;

Concentrația molară a i-a substanță în soluție, mol/l.

Calculul cantității unei substanțe gazoase individuale

Dacă este dată masa unei substanțe gazoase, atunci aceasta se calculează prin formula (1).

Dacă este dat volumul măsurat în condiții normale, atunci conform formulei (2), dacă volumul unei substanțe gazoase este măsurat în orice alte condiții, atunci conform formulei (3), formulele sunt date la paginile 6-7.

Care studiază relațiile cantitative dintre substanțele care au intrat în reacție și s-au format în timpul acesteia (din cealaltă greacă „stekhion” – „compoziție elementară”, „meitren” – „măsur”).

Stoichiometria este cea mai importantă pentru calculele materiale și energetice, fără de care este imposibil să se organizeze vreo producție chimică. Stoichiometria chimică vă permite să calculați cantitatea de materii prime necesară pentru o anumită producție, ținând cont de performanța dorită și de posibilele pierderi. Nicio întreprindere nu poate fi deschisă fără calcule preliminare.

Un pic de istorie

Însuși cuvântul „stoichiometrie” este o invenție a chimistului german Jeremy Benjamin Richter, propusă de acesta în cartea sa, în care a fost descrisă pentru prima dată ideea posibilității calculelor folosind ecuații chimice. Mai târziu, ideile lui Richter au primit justificare teoretică odată cu descoperirea legilor lui Avogadro (1811), a lui Gay-Lussac (1802), a legii constanței compoziției (J.L. Proust, 1808), a raporturilor multiple (J. Dalton, 1803) și a dezvoltării teoria atomică și moleculară. Acum aceste legi, precum și legea echivalentelor, formulată de însuși Richter, se numesc legile stoichiometriei.

Conceptul de „stoichiometrie” este folosit atât în ​​raport cu substanțele, cât și cu reacțiile chimice.

Ecuații stoichiometrice

Reacții stoichiometrice - reacții în care substanțele inițiale interacționează în anumite rapoarte, iar cantitatea de produse corespunde calculelor teoretice.

Ecuațiile stoichiometrice sunt ecuații care descriu reacțiile stoichiometrice.

Ecuațiile stoichiometrice) arată relațiile cantitative dintre toți participanții la reacție, exprimate în moli.

Majoritatea reacțiilor anorganice sunt stoichiometrice. De exemplu, trei reacții succesive pentru a produce acid sulfuric din sulf sunt stoichiometrice.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO3 + H2O → H2SO4

Calculele folosind aceste ecuații de reacție pot determina cât de mult trebuie luată fiecare substanță pentru a obține o anumită cantitate de acid sulfuric.

Majoritatea reacțiilor organice sunt nestoichiometrice. De exemplu, ecuația de reacție pentru cracarea etanului arată astfel:

C2H6 → C2H4 + H2.

Cu toate acestea, în realitate, în timpul reacției, se vor obține întotdeauna cantități diferite de produse secundare - acetilenă, metan și altele, care nu pot fi calculate teoretic. Unele reacții anorganice sfidează și calculele. De exemplu, nitrat de amoniu:

NH4NO3 → N2O + 2H2O.

Merge în mai multe direcții, deci este imposibil să se determine câtă materie primă trebuie luată pentru a obține o anumită cantitate de oxid nitric (I).

Stoichiometria este baza teoretică a producției chimice

Toate reacțiile care sunt utilizate în sau în producție trebuie să fie stoichiometrice, adică supuse unor calcule precise. Uzina sau fabrica vor fi profitabile? Stoichiometria vă permite să aflați.

Pe baza ecuațiilor stoichiometrice se realizează o bilanţ teoretică. Este necesar să se determine cât de mult din materiile prime va fi necesară pentru a obține cantitatea dorită de produs de interes. În continuare, sunt efectuate experimente operaționale, care vor arăta consumul real al materiilor prime și randamentul produselor. Diferența dintre calculele teoretice și datele practice vă permite să optimizați producția și să evaluați eficiența economică viitoare a întreprinderii. Calculele stoichiometrice fac, de asemenea, posibilă compilarea bilanțului termic al procesului pentru a selecta echipamentele, a determina masele de produse secundare formate care vor trebui îndepărtate și așa mai departe.

Substanțe stoichiometrice

Potrivit legii constanței compoziționale propusă de J.L. Proust, orice substanță chimică are o compoziție constantă, indiferent de metoda de preparare. Aceasta înseamnă că, de exemplu, într-o moleculă de acid sulfuric H 2 SO 4, indiferent de metoda prin care a fost obținut, vor exista întotdeauna un atom de sulf și patru atomi de oxigen la doi atomi de hidrogen. Toate substanțele care au o structură moleculară sunt stoichiometrice.

Cu toate acestea, substanțele sunt larg răspândite în natură, a căror compoziție poate diferi în funcție de metoda de preparare sau de sursa de origine. Marea majoritate a acestora sunt substanțe cristaline. S-ar putea spune chiar că pentru solide, stoichiometria este mai degrabă excepția decât regula.

De exemplu, luați în considerare compoziția carburii și oxidului de titan bine studiat. În oxid de titan TiO x X=0,7-1,3, adică de la 0,7 la 1,3 atomi de oxigen per atom de titan, în carbură TiC x X=0,6-1,0.

Natura nestoichiometrică a solidelor se explică printr-un defect interstițial la nodurile rețelei cristaline sau, dimpotrivă, prin apariția de goluri la noduri. Astfel de substanțe includ oxizi, siliciuri, boruri, carburi, fosfuri, nitruri și alte substanțe anorganice, precum și cele organice cu molecul mare.

Și deși dovezile pentru existența compușilor cu o compoziție variabilă au fost prezentate abia la începutul secolului al XX-lea de către I.S. Kurnakov, astfel de substanțe sunt adesea numite berthollide cu numele omului de știință K.L. Berthollet, care a sugerat că compoziția oricărei substanțe se schimbă.