Stehiometrijski koeficient. Stehiometrija je osnova za kemijske izračune

Pri sestavi enačbe za redoks reakcijo je treba določiti redukcijsko sredstvo, oksidant ter število danih in prejetih elektronov. Obstajata predvsem dve metodi za sestavljanje enačb redoks reakcij:
1) elektronsko tehtnico– na podlagi določitve skupnega števila elektronov, ki se premikajo od reducira do oksidanta;
2) ionsko-elektronsko ravnovesje- predvideva ločeno sestavljanje enačb za proces oksidacije in redukcije z naknadnim seštevanjem v skupno metodo ionske enačbe-pol-reakcije. Pri tej metodi je treba poiskati ne le koeficiente za redukcijsko sredstvo in oksidant, temveč tudi za molekule medija. Glede na naravo medija se lahko število elektronov, ki jih sprejme oksidant ali izgubi redukcijsko sredstvo, razlikuje.
1) Elektronsko ravnovesje - metoda za iskanje koeficientov v enačbah redoks reakcij, ki upošteva izmenjavo elektronov med atomi elementov, ki spremenijo svoje oksidacijsko stanje. Število elektronov, ki jih daje redukcijsko sredstvo, je enako številu elektronov, ki jih prejme oksidant.

Enačba je sestavljena v več fazah:

1. Zapišite reakcijsko shemo.

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

2. Zapišite oksidacijska stanja nad znaki elementov, ki se spreminjajo.

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

3. Določite elemente, ki spreminjajo stopnjo oksidacije in določajo število elektronov, ki jih pridobi oksidant in jih odda redukcijsko sredstvo.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Izenačimo število pridobljenih in darovanih elektronov in s tem določimo koeficiente za spojine, v katerih so elementi, ki spreminjajo 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. Koeficienti so izbrani za vse ostale udeležence v reakciji. V tem primeru 10 molekul HCl sodeluje v redukcijskem procesu, 6 pa v procesu ionske izmenjave (vezava kalijevih in manganovih ionov).

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

2) Metoda ionsko-elektronskega ravnovesja.

1. Zapišite reakcijsko shemo.

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

2. Zapišite sheme polovičnih reakcij, pri čemer uporabite dejansko prisotne delce (molekule in ione) v raztopini. Hkrati seštejemo materialno bilanco, t.j. število atomov elementov, ki sodelujejo v polovični reakciji na levi strani, mora biti enako njihovemu številu na desni. Oksidirane in reducirane oblike oksidant in reduktor se pogosto razlikujeta po vsebnosti kisika (primerjaj Cr 2 O 7 2− in Cr 3+). Zato pri sestavljanju polovičnih enačb z metodo ravnotežja elektron-ionov vključujejo pare H + /H 2 O (za kislo okolje) in OH - / H 2 O (za alkalno okolje). Če med prehodom iz ene oblike v drugo izvirna oblika (običajno − oksidirano) izgubi svoje oksidne ione (prikazano spodaj v oglatih oklepajih), slednji, ker ne obstajajo v prosti obliki, morajo biti v kislo medij se združijo z vodikovimi kationi in v alkalno medij - z molekulami vode, kar vodi do tvorbe molekule vode(v kislem okolju) in hidroksidnih ionov(v alkalnem okolju):

kislo okolje+ 2H + = H 2 O primer: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
alkalno okolje+ H 2 O \u003d 2 OH - primer: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

pomanjkanje kisika v izvirni obliki (pogosteje v obnovljeni obliki) v primerjavi s končno obliko se kompenzira z dodajanjem molekule vode(v kislo okolje) oz hidroksidnih ionov(v alkalno okolje):

kislo okolje H 2 O = + 2H + primer: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
alkalno okolje 2 OH - \u003d + H 2 O primer: 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. Elektronsko ravnovesje seštejemo po potrebi po enakosti celotnega naboja v desnem in levem delu enačbe polovične reakcije.

V zgornjem primeru je na desni strani redukcijske pol-reakcijske enačbe skupni naboj ionov +7, na levi - +2, kar pomeni, da je treba na desni strani dodati pet elektronov:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

V enačbi oksidacijske pol-reakcije je skupni naboj na desni strani -2, na levi 0, kar pomeni, da je treba na desni strani odšteti dva elektrona:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Tako je v obeh enačbah izvedeno ionsko-elektronsko ravnovesje in vanje je mogoče namesto puščic postaviti znake enake:

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

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

4. Po pravilu o enakosti števila elektronov, ki jih prejme oksidant in jih odda redukcijsko sredstvo, najdemo najmanjši skupni večkratnik števila elektronov v obeh enačbah (2∙5 = 10).

5. Pomnožimo s koeficienti (2.5) in obe enačbi seštejemo tako, da seštejemo levi in ​​desni del obeh enačb.

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-

ali v molekularni obliki:

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

Ta metoda upošteva prehod elektronov iz enega atoma ali iona v drugega, ob upoštevanju narave medija (kislega, alkalnega ali nevtralnega), v katerem poteka reakcija. V kislem mediju je treba v enačbah polovične reakcije za izenačitev števila atomov vodika in kisika uporabiti vodikove ione H + in molekule vode, v osnovnem pa hidroksidne ione OH - in molekule vode. V skladu s tem bodo v dobljenih produktih na desni strani elektronsko-ionske enačbe vodikovi ioni (in ne hidroksidni ioni) in molekule vode (kisli medij) ali hidroksidni ioni in molekule vode (alkalni medij). Tako na primer enačbe za redukcijsko polovično reakcijo permanganatnega iona v kislem mediju ni mogoče sestaviti s prisotnostjo hidroksidnih ionov na desni strani:

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

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

To pomeni, da je treba pri pisanju elektronsko-ionskih enačb izhajati iz sestave ionov, ki so dejansko prisotni v raztopini. Poleg tega je treba, tako kot pri pripravi skrajšanih ionskih enačb, snovi, ki so rahlo disociirajoče, slabo topne ali se sproščajo v obliki plina, zapisati v molekularni obliki.

Sestavljanje enačb redoks reakcij po metodi pol-reakcije vodi do enakega rezultata kot metoda elektronskega ravnovesja.

Primerjajmo obe metodi. Prednost metode polovične reakcije v primerjavi z metodo ravnotežja elektronov je v tem da ne uporablja hipotetičnih ionov, ampak resnične.

Pri uporabi metode polovične reakcije ni treba poznati oksidacijskega stanja atomov. Pisanje ločenih enačb ionske pol-reakcije je potrebno za razumevanje kemičnih procesov v galvanskem elementu in med elektrolizo. S to metodo je vidna vloga okolja kot aktivnega udeleženca v celotnem procesu. Končno, pri uporabi metode polovične reakcije ni treba poznati vseh nastalih snovi, pojavijo se v reakcijski enačbi, ko jo izpeljemo. Zato je treba dati prednost metodi polovičnih reakcij in jo uporabiti pri pripravi enačb za vse redoks reakcije, ki se pojavljajo v vodnih raztopinah.

Pri tej metodi se primerjajo oksidacijska stanja atomov v začetni in končni snovi po pravilu: število elektronov, ki jih darova redukcijsko sredstvo, mora biti enako številu elektronov, vezanih na oksidant. Če želite sestaviti enačbo, morate poznati formule reaktantov in reakcijskih produktov. Slednje se določijo empirično ali na podlagi znanih lastnosti elementov.

Metoda ionsko-elektronskega ravnovesja je bolj vsestranska od metode elektronskega ravnotežja in ima nesporno prednost pri izbiri koeficientov v številnih redoks reakcijah, zlasti s sodelovanjem organskih spojin, pri katerih je celo postopek za določanje oksidacijskih stanj zelo zapleteno.

Razmislite na primer o procesu oksidacije etilena, ki se pojavi, ko ga spustimo skozi vodno raztopino kalijevega permanganata. Posledično se etilen oksidira v etilen glikol HO-CH 2 -CH 2 -OH, permanganat pa se reducira v manganov (IV) oksid, poleg tega, kot bo razvidno iz končne bilančne enačbe, nastane tudi kalijev hidroksid na pravica:

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

Enačba polovične reakcije redukcije in oksidacije:

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

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

Povzamemo obe enačbi, odštejemo hidroksidne ione, ki so prisotni na levi in ​​desni strani.

Dobimo končno enačbo:

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

Pri uporabi metode ionsko-elektronskega ravnovesja za določanje koeficientov v reakcijah, ki vključujejo organske spojine, je primerno upoštevati oksidacijska stanja atomov vodika, enaka +1, kisika -2, in izračunati ogljik z uporabo ravnovesja pozitivnih in negativnih nabojev v molekula (ion). Torej, v molekuli etilena je skupni naboj enak nič:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

pomeni stopnjo oksidacije dveh ogljikovih atomov - (-4) in enega (X) - (-2).

Podobno v molekuli etilen glikola C 2 H 6 O 2 najdemo oksidacijsko stanje ogljika (X):

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

V nekaterih molekulah organskih spojin tak izračun vodi do frakcijske vrednosti oksidacijskega stanja ogljika, na primer za molekulo acetona (C 3 H 6 O) je -4/3. Elektronska enačba ocenjuje celoten naboj ogljikovih atomov. V molekuli acetona je -4.

Podobne informacije.

Pri sestavi enačbe za redoks reakcijo (ORR) je treba določiti redukcijsko sredstvo, oksidant ter število danih in prejetih elektronov. Stehiometrični koeficienti OVR se izberejo z metodo elektronskega ravnotežja ali z metodo ravnotežja elektron-ionov (slednja se imenuje tudi metoda pol-reakcije). Poglejmo si nekaj primerov. Kot primer sestavljanja enačb OVR in izbiranja stehiometričnih koeficientov analiziramo proces oksidacije železovega (II) disulfida (pirita) s koncentrirano dušikovo kislino: Najprej določimo možne produkte reakcije. Dušikova kislina je močan oksidant, zato lahko sulfidni ion oksidiramo bodisi do največjega oksidacijskega stanja S (H2S04) bodisi do S (SO2) in Fe v Fe, HN03 pa lahko reduciramo na N0 ali N02 (skupina določene produkte določajo koncentracije reagentov, temperatura itd.). Izberimo naslednjo možno možnost: H20 bo na levi ali desni strani enačbe, še ne vemo. Obstajata dve glavni metodi za izbiro koeficientov. Najprej uporabimo metodo elektronsko-ionskega ravnovesja. Bistvo te metode je v dveh zelo preprostih in zelo pomembnih izjavah. Prvič, ta metoda upošteva prehod elektronov iz enega delca v drugega, z obveznim upoštevanjem narave medija (kislo, alkalno ali nevtralno). Drugič, pri sestavljanju enačbe ravnotežja elektron-ionov se zapišejo samo tisti delci, ki med potekom danega OVR dejansko obstajajo – v obliki ionov so zapisani samo resnično obstoječi kationi ali anoni; Snovi, ki so slabo disociirane, netopne ali sproščene v obliki plina, so zapisane v molekularni obliki. Pri sestavljanju enačbe za procese oksidacije in redukcije za izenačitev števila atomov vodika in kisika vnesemo (odvisno od medija) bodisi molekule vode in vodikove ione (če je medij kislo) bodisi molekule vode in hidroksidne ione. (če je medij alkalen). V našem primeru razmislimo o oksidacijski polovični reakciji. Molekule FeS2 (slabo topna snov) se pretvorijo v ione Fe3+ (železov nitrat (II) popolnoma disociira v ione) in sulfatne ione S042" (disociacija H2SO4): Razmislite o polovični reakciji redukcije nitrata: Za izenačenje kisika dodajte 2 na desno stran molekule vode, na levo - 4 H + ioni: Za izenačitev naboja na levi strani (naboj +3), dodamo 3 elektrone: Končno imamo: Zmanjšamo oba dela za 16H + in 8H20, dobimo končno reducirano ionsko enačbo redoks reakcije: Z dodajanjem ustreznega števila ionov NOJ nH+ na obe strani enačbe najdemo molekularno enačbo za reakcijo: Poleg tega smo upoštevali vpliv okolja in »samodejno« ugotovili, da je H20 na desni strani enačbe. Ni dvoma, da ima ta metoda velik kemični pomen. Empirična ravnotežna metoda. Bistvo metode iskanja stehiometričnih koeficientov v enačbah OVR je obvezno določanje oksidacijskih stanj atomov elementov, vključenih v OVR. S tem pristopom ponovno izenačimo reakcijo (11.1) (zgoraj smo za to reakcijo uporabili metodo polovičnih reakcij). Postopek redukcije je preprosto opisan: težje je sestaviti oksidacijsko shemo, saj se naenkrat oksidirata dva elementa - Fe in S. Železu lahko dodelite oksidacijsko stanje +2, žveplo - 1 in upoštevate da sta na atom Fe dva atoma S: Lahko pa naredite brez določanja oksidacijskih stanj in zapišete shemo, ki spominja na shemo (11.2): Desna stran ima naboj +15, leva stran ima naboj 0 , zato mora FeS2 odpustiti 15 elektronov. Zapišemo celotno ravnotežje: nastalo enačbo ravnotežja moramo malo bolj "razumeti" - kaže, da se za oksidacijo FeS2 uporablja 5 molekul HN03, za tvorbo Fe(N03)j pa potrebujemo še 3 molekule HNO: za izenačenje vodika in kisik, na desni del morate dodati 2 molekuli H2O: Metoda ravnotežja elektron-ionov je bolj vsestranska od metode elektronskega ravnotežja in ima nesporno prednost pri izbiri koeficientov v številnih OTS, zlasti s sodelovanjem organskih spojin, pri katerih je celo sam postopek določanja oksidacijskih stanj zelo zapleten. - Razmislite na primer o procesu oksidacije etilena, ki se pojavi, ko ga spustimo skozi vodno raztopino kalijevega permanganata. Posledično se etilen oksidira v etilen glikol HO - CH2 - CH2 - OH, permanganat pa se reducira v manganov oksid (TV), poleg tega, kot bo razvidno iz končne ravnotežne enačbe, nastane tudi kalijev hidroksid na desni : Po potrebnih redukcijah takšnih izrazov zapišemo enačbo v končni molekularni obliki * Vpliv okolja na naravo toka OVR Primeri (11.1) - (11.4) nazorno ponazarjajo "tehniko" uporabe metoda ravnotežja elektron-ionov v primeru pretoka OVR v kislem ali alkalnem mediju. Narava okolja! vpliva na potek enega ali drugega OVR; da bi ta vpliv "občutili", razmislimo o obnašanju enega in istega oksidanta (KMnO4) v različnih okoljih. , ki rekuperira do Mn+4 (Mn0j), najmanjši pa - v moči zadnjega, v katerem se je dvignila Shaiyaaapsya do (mvnganat-nOn Mn042"). To je razloženo na naslednji način. Kisline disociacijske črte tvorijo hidroksidne ione ffjO +, ki močno polarizirajo ione 4 "MoOH. Oslabijo vezi mangana s kisikom (s čimer se poveča delovanje redukcijskega sredstva) .. V nevtralnem mediju je polarizacijski učinek vodnih molekul znatno c-aafep. >"Ioni MnO; veliko manj polarizirana. V močno alkalnem mediju hidroksidni ioni »celo okrepijo vez Mn-O, zaradi česar se zmanjša učinkovitost redukcijskega sredstva in MnO^ sprejme samo en elektron. Primer obnašanja kalijevega permanganata v nevtralnem mediju predstavlja reakcija (11.4). Naj navedemo tudi en primer reakcij, ki vključujejo KMnOA v kislih in alkalnih medijih

Za vsako snov v reakciji obstajajo naslednje količine snovi:

Začetna količina i-te snovi (količina snovi pred začetkom reakcije);

Končna količina i-te snovi (količina snovi na koncu reakcije);

Količina reagirane (za izhodne snovi) ali tvorjene snovi (za reakcijske produkte).

Ker količina snovi ne more biti negativna, za izhodne snovi

Od >.

Za reakcijske produkte > torej .

Stehiometrična razmerja - razmerja med količinami, masami ali prostorninami (za pline) reakcijskih snovi ali reakcijskih produktov, izračunana na podlagi reakcijske enačbe. Izračuni z uporabo reakcijskih enačb temeljijo na osnovnem zakonu stehiometrije: razmerje med količinami reagirajočih ali nastalih snovi (v molih) je enako razmerju ustreznih koeficientov v reakcijski enačbi (stehiometrični koeficienti).

Za aluminotermno reakcijo, ki jo opisuje enačba:

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

količine reagiranih snovi in ​​reakcijskih produktov so povezane kot

Za izračune je bolj priročno uporabiti drugo formulacijo tega zakona: razmerje med količino reagirane ali nastale snovi kot posledica reakcije in njenim stehiometričnim koeficientom je konstanta za dano reakcijo.

Na splošno za reakcijo v obliki

aA + bB = cC + dD,

kjer majhne črke označujejo koeficiente in velike črke označujejo kemikalije, so količine reaktantov povezane z:

Vsaka dva člena tega razmerja, povezana z enakostjo, tvorita delež kemične reakcije: npr.

Če je masa tvorjene ali reagirane snovi reakcije znana za reakcijo, potem lahko njeno količino najdemo po formuli

in nato z uporabo deleža kemijske reakcije najdemo za preostale snovi reakcije. Snov, po masi ali količini katere najdemo mase, količine ali prostornine drugih udeležencev v reakciji, včasih imenujemo referenčna snov.

Če so podane mase več reagentov, se izračun mas preostalih snovi izvede glede na snov, ki je primanjkovana, to je, da se v reakciji popolnoma porabi. Količine snovi, ki natančno ustrezajo reakcijski enačbi brez presežka ali pomanjkanja, imenujemo stehiometrične količine.

Tako je pri nalogah, povezanih s stehiometričnimi izračuni, glavno dejanje najti referenčno snov in izračunati njeno količino, ki je vstopila ali nastala kot posledica reakcije.

Izračun količine posamezne trdne snovi

kjer je količina posamezne trdne snovi A;

Masa posamezne trdne snovi A, g;

Molska masa snovi A, g/mol.

Izračun količine naravnega minerala ali mešanice trdnih snovi

Naj bo podan naravni mineral pirit, katerega glavna sestavina je FeS 2 . Poleg tega sestava pirita vključuje nečistoče. Vsebnost glavne komponente ali nečistoč je navedena v masnih odstotkih, na primer .

Če je znana vsebina glavne komponente, potem

Če je znana vsebnost nečistoč, potem

kjer je količina posamezne snovi FeS 2, mol;

Masa mineralnega pirita, g.

Podobno se izračuna količina komponente v mešanici trdnih snovi, če je znana njena vsebnost v masnih deležih.

Izračun količine snovi čiste tekočine

Če je masa znana, je izračun podoben izračunu za posamezno trdno snov.

Če je prostornina tekočine znana, potem

1. Poiščite maso te prostornine tekočine:

m f = V f s f,

kjer je m W masa tekočine g;

V W - prostornina tekočine, ml;

c w je gostota tekočine, g/ml.

2. Poiščite število molov tekočine:

Ta tehnika je primerna za katero koli agregatno stanje snovi.

Določite količino snovi H 2 O v 200 ml vode.

Rešitev: če temperatura ni določena, se domneva, da je gostota vode 1 g / ml, potem:

Izračunajte količino topljenca v raztopini, če je njegova koncentracija znana

Če so znani masni delež topljenca, gostota raztopine in njen volumen, potem

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

kjer je m p-ra masa raztopine, g;

V p-ra - prostornina raztopine, ml;

z r-ra - gostota raztopine, g / ml.

kjer je masa raztopljene snovi, g;

Masni delež raztopljene snovi, izražen v %.

Določite količino dušikove kisline v 500 ml 10 % raztopine kisline z gostoto 1,0543 g/ml.

Določite maso raztopine

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

Določite maso čistega HNO 3

Določite število molov HNO 3

Če sta znana molska koncentracija topljenca in snovi ter prostornina raztopine, potem

kjer je prostornina raztopine, l;

Molarna koncentracija i-te snovi v raztopini, mol/l.

Izračun količine posamezne plinaste snovi

Če je podana masa plinaste snovi, se izračuna po formuli (1).

Če je podana prostornina, izmerjena v normalnih pogojih, potem po formuli (2), če je prostornina plinaste snovi izmerjena pod kakšnimi drugimi pogoji, potem po formuli (3) so formule podane na straneh 6-7.

Ki preučuje kvantitativne odnose med snovmi, ki so vstopile v reakcijo in nastale med njo (iz drugega grškega "stekhion" - "elementna sestava", "meitren" - "merim").

Za materialne in energijske izračune je najpomembnejša stehiometrija, brez katere ni mogoče organizirati nobene kemične proizvodnje. Kemična stehiometrija vam omogoča izračun količine surovin, potrebnih za določeno proizvodnjo, ob upoštevanju želene zmogljivosti in možnih izgub. Nobenega podjetja ni mogoče odpreti brez predhodnih izračunov.

Malo zgodovine

Sama beseda "stehiometrija" je izum nemškega kemika Jeremyja Benjamina Richterja, ki ga je predlagal v svoji knjigi, v kateri je bila prvič opisana ideja o možnosti izračunov z uporabo kemičnih enačb. Kasneje so Richterjeve ideje dobile teoretično utemeljitev z odkritjem Avogadrovih zakonov (1811), Gay-Lussacovih (1802), zakona o skladnosti (J.L. Proust, 1808), večkratnih razmerij (J. Dalton, 1803) in razvoja atomska in molekularna teorija. Zdaj se ti zakoni, kot tudi zakon ekvivalentov, ki ga je oblikoval sam Richter, imenujejo zakoni stehiometrije.

Koncept "stehiometrija" se uporablja tako za snovi kot za kemične reakcije.

Stehiometrične enačbe

Stehiometrične reakcije - reakcije, pri katerih izhodne snovi medsebojno delujejo v določenih razmerjih, količina produktov pa ustreza teoretičnim izračunom.

Stehiometrične enačbe so enačbe, ki opisujejo stehiometrične reakcije.

Stehiometrične enačbe) prikazujejo kvantitativne odnose med vsemi udeleženci v reakciji, izražene v molih.

Večina anorganskih reakcij je stehiometričnih. Na primer, tri zaporedne reakcije za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla so stehiometrične.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½ O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Izračuni z uporabo teh reakcijskih enačb lahko določijo, koliko posamezne snovi je treba vzeti, da dobimo določeno količino žveplove kisline.

Večina organskih reakcij je nestehiometričnih. Na primer, reakcijska enačba za krekiranje etana izgleda takole:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

V resnici pa bodo med reakcijo vedno pridobljene različne količine stranskih produktov – acetilena, metana in drugih, ki jih teoretično ni mogoče izračunati. Nekatere anorganske reakcije tudi kljubujejo izračunom. Na primer, amonijev nitrat:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Gre v več smereh, zato je nemogoče določiti, koliko izhodnega materiala je treba vzeti, da dobimo določeno količino dušikovega oksida (I).

Stehiometrija je teoretična osnova kemične proizvodnje

Vse reakcije, ki se uporabljajo v ali v proizvodnji, morajo biti stehiometrične, torej podvržene natančnim izračunom. Bo tovarna ali tovarna dobičkonosna? Stehiometrija vam omogoča, da ugotovite.

Na podlagi stehiometričnih enačb se naredi teoretično ravnotežje. Treba je določiti, koliko izhodnih materialov bo potrebno za pridobitev želene količine produkta, ki nas zanima. Nadalje se izvajajo operativni poskusi, ki bodo pokazali dejansko porabo izhodnih materialov in donos izdelkov. Razlika med teoretičnimi izračuni in praktičnimi podatki vam omogoča optimizacijo proizvodnje in oceno prihodnje ekonomske učinkovitosti podjetja. Stehiometrični izračuni omogočajo tudi sestavljanje toplotne bilance procesa, da se izbere oprema, določi mase nastalih stranskih produktov, ki jih bo treba odstraniti itd.

Stehiometrične snovi

Po zakonu o konstantnosti sestave, ki ga je predlagal J.L. Proust, ima vsaka kemikalija stalno sestavo, ne glede na način priprave. To pomeni, da bo na primer v molekuli žveplove kisline H 2 SO 4, ne glede na metodo, po kateri je bila pridobljena, vedno en atom žvepla in štirje atomi kisika na dva atoma vodika. Vse snovi, ki imajo molekularno strukturo, so stehiometrične.

Vendar pa so v naravi zelo razširjene snovi, katerih sestava se lahko razlikuje glede na način priprave ali izvor izvora. Velika večina jih je kristalnih snovi. Lahko bi celo rekli, da je za trdne snovi stehiometrija prej izjema kot pravilo.

Upoštevajte na primer sestavo dobro raziskanega titanovega karbida in oksida. V titanovem oksidu TiO x X=0,7-1,3, to je od 0,7 do 1,3 atoma kisika na atom titana, v karbidu TiC x X=0,6-1,0.

Nestehiometrična narava trdnih snovi je razložena z intersticijsko napako na vozliščih kristalne mreže ali, nasprotno, s pojavom prostih mest na vozliščih. Takšne snovi vključujejo okside, silicide, boride, karbide, fosfide, nitride in druge anorganske snovi, pa tudi visokomolekularne organske.

In čeprav je dokaze za obstoj spojin s spremenljivo sestavo predstavil šele v začetku 20. stoletja I. S. Kurnakov, se takšne snovi pogosto imenujejo bertolidi po imenu znanstvenika K.L. Berthollet, ki je predlagal, da se sestava katere koli snovi spremeni.