Коефіцієнт стехіометрії. Стехіометрія – це основа для хімічних розрахунків

При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються. Застосовуються в основному два методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій:
1) електронного балансу– ґрунтується на визначенні загальної кількості електронів, що переміщуються від відновника до окислювача;
2) іонно-електронного балансу– передбачає роздільне складання рівнянь для процесу окислення та відновлення з подальшим підсумовуванням їх у загальне іонне рівняння-метод напівреакції. У цьому вся методі слід знайти як коефіцієнти для відновника і окислювача, але й молекул середовища. Залежно від характеру середовища число електронів, що приймаються окислювачем або відновником, що втрачається, може змінюватися.
1) Електронний баланс - метод знаходження коефіцієнтів у рівняннях окиснювально-відновних реакцій, у якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, що змінюють свій ступінь окиснення. Число електронів, віддане відновником дорівнює числу електронів, одержуваних окислювачем.

Рівняння складається у кілька стадій:

1. Записують схему реакції.

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

2. Проставляють ступеня окиснення над знаками елементів, що змінюються.

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

3. Виділяють елементи, що змінюють ступеня окиснення і визначають число електронів, придбаних окисником і відновлюваних.

Mn +7 + 5? = Mn +2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0

4. Зрівнюють число придбаних і електронів, що віддаються, встановлюючи тим самим коефіцієнти для сполук, в яких присутні елементи, що змінюють ступінь окислення.

Mn +7 + 5? = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Підбирають коефіцієнти для решти учасників реакції. При цьому 10 молекул HCl беруть участь у відновлювальному процесі, а 6 - іонообмінному (зв'язування іонів калію та марганцю).

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

2) Метод іонно-електронного балансу.

1. Записують схему реакції.

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

2. Записують схеми напівреакцій, з використанням реально присутніх частинок (молекул та іонів) у розчині. У цьому підбиваємо матеріальний баланс, тобто. кількість атомів елементів що у напівреакції у лівій частині має дорівнювати їх кількості у правій. Окислена та відновлена ​​формиокислювача та відновника часто відрізняються за вмістом кисню (порівняйте Cr 2 O 7 2− та Cr 3+). Тому при складанні рівнянь напівреакцій методом електронно-іонного балансу в них включають пари Н+/Н2О (для кислотноїсередовища) та ВІН − /Н 2 О (для лужнийсередовища). Якщо при переході від однієї форми до іншої вихідна форма (зазвичай – окислена) втрачає свої оксид-іони (нижче показані в квадратних дужках), то останні, так як вони не існують у вільному вигляді, повинні бути в кислотноїсередовищі пов'язані з катіонами водню, а лужнийсередовищі – з молекулами води, що призводить до утворення молекул води(у кислотному середовищі) та гідроксид-іонів(У лужному середовищі):

кислотне середовище+ 2H + = H 2 O приклад: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
лужне середовище+ H 2 О = 2 ВІН − приклад: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -

Нестача киснюу вихідній формі (частіше – у відновленій) порівняно з кінцевою формою компенсується додаванням молекул води(у кислотноїсередовищі) або гідроксид-іонів(у лужнийсередовищі):

кислотне середовище H 2 O = + 2H + приклад: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
лужне середовище 2 ВІН − = + H 2 Про приклад: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O

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

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

3. Підводимо електронний баланс, слідуючи необхідності рівності сумарного заряду у правій та лівій частинах рівнянь напівреакцій.

У наведеному прикладі у правій частині рівняння напівреакції відновлення сумарний заряд іонів дорівнює +7, у лівій - +2, отже, у правій частині необхідно додати п'ять електронів:

MnO 4 - + 8H + + 5? → Mn 2+ + 4H 2 O

У рівнянні напівреакції окислення сумарний заряд у правій частині дорівнює -2, у лівій 0, значить у правій частині необхідно відняти два електрони:

SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +

Таким чином, в обох рівняннях здійснено іонно-електронний баланс і можна в них замість стрілок поставити знаки рівності:

MnO 4 - + 8H + + 5? = Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +

4. Дотримуючись правила необхідності рівності кількості електронів прийнятих окислювачем і відданих відновником, знаходимо найменше загальне кратне для кількостей електронів в обох рівняннях (2∙5 = 10).

5. Примножуємо на коефіцієнти (2,5) і підсумовуємо обидва рівняння склавши ліві та праві частини обох рівнянь.

MnO 4 - + 8H + + 5? = Mn 2+ + 4H 2 O 2

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = 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-

або в молекулярній формі:

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

У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне), в якому протікає реакція. У кислому середовищі в рівняннях напівреакцій для зрівнювання числа атомів водню та кисню повинні використовуватися іони водню Н + та молекули води, в основній – гідроксид-іони ВІН - та молекули води. Відповідно і в одержуваних продуктах у правій частині електронно-іонного рівняння будуть знаходитися іони водню (а не гідроксид-іони) та молекули води (кисле середовище) або гідроксид-іони та молекули води (лужне середовище). Так, наприклад, рівняння напівреакції відновлення перманганат-іону в кислому середовищі не можна складати з наявністю гідроксид-іонів у правій частині:

MnO 4 - + 4H 2 O + 5? = Mn 2+ + 8ОH - .

Правильно: MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

Т. е. при написанні електронно-іонних рівнянь потрібно виходити зі складу іонів, що дійсно є в розчині. Крім того, як і при складанні скорочених іонних рівнянь, речовини малодисоціюючі, погано розчинні або такі, що виділяються у вигляді газу, слід писати в молекулярній формі.

Упорядкування рівнянь окислювально-відновних реакцій з допомогою методу напівреакцій призводить до результату, як і метод електронного балансу.

Порівняємо обидва методи. Гідність методу напівреакцій проти методом електронного балансу у цьому. що у ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі.

При використанні методу напівреакції не потрібно знати ступінь окислення атомів. Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідне розуміння хімічних процесів у гальванічному елементі і за електролізі. У цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати всі речовини, що виходять, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу і застосовувати його при складанні рівнянь всіх окисно-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах

У цьому методі порівнюють ступеня окиснення атомів у вихідних та кінцевих речовинах, керуючись правилом: число електронів, відданих відновником, має дорівнювати числу електронів, приєднаних окисником. Для складання рівняння треба знати формули реагуючих речовин та продуктів реакції. Останні визначаються або досвідченим шляхом, або основі відомих властивостей елементів.

Метод іонно-електронного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окисно-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною.

Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється також гідроксид калію:

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

Рівняння напівреакцій відновлення та окиснення:

MnO 4 - +2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4ОH - 2 відновлення

З 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окислення

Підсумовуємо обидва рівняння, віднімаємо наявні в лівій та правій частині гідроксид-іони.

Отримуємо підсумкове рівняння:

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

З використанням методу іонно-електронного балансу визначення коефіцієнтів у реакціях з участю органічних сполук зручно вважати ступеня окислення атомів водню рівними +1, кисню -2, а вуглецю вирахувати, використовуючи баланс позитивних і негативних зарядів у молекулі (іоні). Так, у молекулі етилену, сумарний заряд дорівнює нулю:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,

отже ступінь окислення двох атомів вуглецю – (-4), а одного (Х) – (-2).

Аналогічно в молекулі етиленгліколю C 2 H 6 O 2 знаходимо ступінь окиснення вуглецю (Х):

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

У деяких молекулах органічних сполук такий розрахунок призводить до дробового значення ступеня окиснення вуглецю, наприклад, молекули ацетону (С 3 Н 6 О) вона дорівнює -4/3. У електронному рівнянні оцінюється загальний заряд атомів вуглецю. У молекулі ацетону він дорівнює -4.

Подібна інформація.

Складання рівняння окислювально-відновної реакції (ОВР) необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються. Стехіометричні коефіцієнти ОВР підбирають, використовуючи метод електронного балансу, або метод електронно-іонного балансу (останній називають також методом напівреакцій). Розглянемо кілька прикладів. Як приклад складання рівнянь ОВР та підбору стехіометричних коефіцієнтів проаналізуємо процес окиснення дисульфіду заліза (II) (піриту) концентрованою азотною кислотою: Насамперед визначимо можливі продукти реакції. Азотна кислота - сильний окисник, тому сульфід-іон може бути окислений або до максимального ступеня окиснення S (H2S04), або до S (SO2), a Fe - до Fe, при цьому HN03 може відновлюватися до N0 або N02 (набір конкретних продуктів визначається концентраціями реагентів, температурою тощо). Виберемо наступний можливий варіант: У лівій чи правій частині рівняння буде знаходитись Н20, ми поки що не знаємо. Відомо два основних методи підбору коефіцієнтів. Застосуємо спочатку метод електронно-іонного балансу. Суть цього у двох дуже простих і дуже важливих твердженнях. По-перше, у цьому методі розглядають перехід електронів від одних частинок до інших з обов'язковим урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне). По-друге, при складанні рівняння електронно-іонного балансу записуються лише ті частки, які реально існують у ході протікання даної ОВР - у вигляді іонів записуються тільки реально існуючі катіони або анони; речовини малодіосоціірующі, нерозчинні або виділяються у вигляді газу пишуть в молекулярній формі. При складанні рівняння процесів окислення та відновлення для зрівнювання числа атомів водню та кисню вводять (залежно від середовища) або молекули води та іони водню (якщо середовище кисле), або молекули води та гідро-ксид-іони (якщо середовище лужне). Розглянемо для нашого випадку напівреакцію окиснення. Молекули FeS2 (погано розчинної речовини) перетворюються на іони Fe3+ (нітрат заліза (П1) повністю дисоціює на іони) та сульфат-іони S042" (дисоціація H2SO4): Розглянемо тепер напівреакцію відновлення нітрат-іону: Щоб зрівняти кисень, у праву частину додати молекули води, а в ліву - 4 іони Н+: Для зрівнювання заряду до лівої частини (заряд +3) додамо 3 електрони: Остаточно маємо: Скоротивши обидві частини на 16Н+ та 8Н20, отримаємо підсумкове, скорочене іонне рівняння окиснювально-відновлювальної реакції: Додавши в обидві частини рівняння відповідне число іонів NOJ нН+, знаходимо молекулярне рівняння реакції: Зверніть увагу, що для визначення кількості відданих та прийнятих електронів нам жодного разу не довелося визначати ступінь окислення елементів. Крім того, ми врахували вплив середовища та «автоматично» визначили, що Н20 знаходиться у правій частині рівняння. Безсумнівно те, що цей метод має велике хімічне значення. Метод емпрооійго балансу. Суть методу знаходження стехи-ометряческнх коефіцієнтів у рівняннях ОВР в обов'язковому знаходженні ступенів окиснення атомів елементів, що беруть участь у ОВР. Використовуючи цей підхід, знову зрівняємо реакцію (11.1) (вище ми застосувала до цієї реакції метод напівреакцій). Процес відновлення описується просто: Складніше скласти схему окислення, оскільки окислюються відразу два елементи - Fe і S. Можна приписати залозу ступінь окислення +2, сірці - 1 і врахувати, що на один атом Fe доводиться два атоми S: Можна, однак, обійтися без визначення ступенів окислення та записати схему, що нагадує схему (11.2): Права частина має заряд +15, ліва - 0, тому FeS2 має віддати 15 електронів. Записуємо загальний баланс: З отриманим рівнянням балансу потрібно ще трохи «розібратися» - з нього видно, що 5 молекул HN03 йдуть на окислення FeS2 та ще 3 молекули HNO, необхідні для утворення Fe(N03)j: Щоб зрівняти водень та кисень, у праву частина потрібно додати 2 молекули Н20: Метод електронно-іонного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу і має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох ОВР, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть сама процедура визначення ступенів окиснення є дуже складною . - Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропущенні через водний розчин перманганату калію. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю АЛЕ - СН2 - СН2 - ВІН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (TV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється також гідроксид калію: Після проведення необхідних скорочень подібних членів записуємо рівняння в остаточному молекулярному виді* Вплив середовища на характер протікання ОВР. Характер серед!" впливає на протікання тієї чи іншої ОВР; щоб «відчути» цей вплив, розглянемо поведінку одного і того окислювача (КМп04) в різних середовищах. , відновлюючись до Mn+4(Mn0j), і мінімальну - в силыгощеяочной, у якій восстагШаияаапся до (мвнганат-нОн Мп042"). Пояснюється це в такий спосіб. Кислоти оря дисоціації утворюють іони гящюкйопяж ffjO+, які сально поляризують4" іони МоОГ Послаблюють зв'язки марганцю про киснем (сприяючи тим самим посиленню дії відновника). >" іони МПО; поляризуються набагато менше. У сильно лужному середовищі гідр оксид-іони «скільки навіть зміцнюють зв'язок Мп - О, внаслідок чого ефективність дії відновника зменшується і МпО приймає тільки один електрон. Приклад поведінки перманганату калію в нейтральному середовищі представлений реакцією (11.4). Наведемо також за одним прикладом реакцій за участю КМпОА в кислому та лужному середовищах

Для кожної речовини реакції існують такі кількості речовини:

Початкова кількість i-ї речовини (кількість речовини на початок реакції);

Кінцева кількість i-ї речовини (кількість речовини після закінчення реакції);

Кількість прореагував (для вихідних речовин) або речовини, що утворилася (для продуктів реакції).

Оскільки кількість речовини не може бути негативною, то для вихідних речовин

Оскільки >.

Для продуктів реакції >, отже, .

Стехіометричні співвідношення - співвідношення між кількостями, масами чи обсягами (для газів) реагуючих речовин чи продуктів реакції, розраховані з урахуванням рівняння реакції. В основі розрахунків за рівняннями реакцій лежить основний закон стехіометрії: відношення кількостей реагуючих або речовин, що утворилися (в молях) дорівнює відношенню відповідних коефіцієнтів у рівнянні реакції (стехіометричних коефіцієнтів).

Для реакції алюмотермії, що описується рівнянням:

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

кількості прореагували речовин і продуктів реакції відносяться як

Для розрахунків зручніше застосовувати інше формулювання цього закону: відношення кількості речовини, що прореагувала або утворилася, в результаті реакції до свого стехіометричного коефіцієнта - є константа для даної реакції.

У випадку для реакції виду

аА + bB = cC + dD,

де малі літери позначають коефіцієнти, а великі - хімічні речовини, кількості реагуючих речовин пов'язані співвідношенням:

Будь-які два члени цього співвідношення, пов'язані рівністю, утворюють пропорцію хімічної реакції: наприклад,

Якщо для реакції відома маса речовини реакції, що утворилася або прореагувала, то можна знайти його кількість за формулою

а потім, використовуючи пропорцію хімічної реакції, можна знайти інших речовин реакції. Речовина, за масою чи кількістю якого знаходять маси, кількості чи обсяги інших учасників реакції, іноді називають опорною речовиною.

Якщо дані маси кількох реагентів, то розрахунок мас інших речовин ведуть тому з речовин, що у недоліку, т. е. повністю витрачається на реакції. Кількість речовин, які точно відповідають рівнянню реакції без надлишку або нестачі, називають стехіометричними кількостями.

Таким чином, у задачах, пов'язаних зі стехіометричними розрахунками, основною дією є знаходження опорної речовини та розрахунок її кількості, яка вступила або утворилася в результаті реакції.

Розрахунок кількості індивідуальної твердої речовини

де – кількість індивідуальної твердої речовини А;

Маса індивідуальної твердої речовини А, г;

Молярна маса речовини А, г/моль.

Розрахунок кількості природного мінералу чи суміші твердих речовин

Нехай даний природний мінерал пірит, основний компонент якого FeS 2 . Крім нього, до складу піриту входять домішки. Зміст основного компонента або домішок вказується у відсотках, наприклад, .

Якщо відомий зміст основного компонента, то

Якщо відомий вміст домішок, то

де - кількість індивідуальної речовини FeS 2 моль;

Маса мінералу піриту, р.

Аналогічно розраховується кількість компонента у суміші твердих речовин, якщо відомо його вміст у масових частках.

Розрахунок кількості речовини чистої рідини

Якщо відома маса, то розрахунок аналогічний до розрахунку для індивідуальної твердої речовини.

Якщо відомий обсяг рідини, то

1. Знайти масу цього обсягу рідини:

m ж = V ж · с ж,

де m ж – маса рідини г;

V ж - об'єм рідини, мл;

з ж - густина рідини, г/мл.

2. Знайти кількість молей рідини:

Ця методика підходить для будь-якого агрегатного стану речовини.

Визначити кількості речовини Н 2 Про 200 мл води.

Рішення: якщо температура не визначається, то щільність води приймається 1 г/мл, тоді:

Розрахунок кількості розчиненої речовини у розчині, якщо відома його концентрація

Якщо відома масова частка розчиненої речовини, щільність розчину та його об'єм, то

m р-ну = V р-ну · з розчину,

де m р-ра – маса розчину, г;

V розчину - об'єм розчину, мл;

з розчину - щільність розчину, г/мл.

де – маса розчиненої речовини, г;

Масова частка розчиненої речовини, виражена у %.

Визначити кількість речовини азотної кислоти 500 мл 10 % розчину кислоти щільністю 1,0543 г/мл.

Визначити масу розчину

m р-ну = V р-ну · з розчину = 500 · 1,0543 = 527,150 р.

Визначити масу чистої HNO 3

Визначити кількість молей HNO 3

Якщо відома молярна концентрація розчиненої речовини та речовини та об'єм розчину, то

де - об'єм розчину, л;

Молярна концентрація i-ї речовини у розчині, моль/л.

Розрахунок кількості індивідуальної газоподібної речовини

Якщо дано масу газоподібної речовини, то розраховується за формулою (1).

Якщо дано обсяг, виміряний за нормальних умов, - то за формулою (2), якщо об'єм газоподібної речовини виміряний за будь-яких інших умов, - то за формулою (3), формули наведені на сторінках 6-7.

Який вивчає кількісні співвідношення між речовинами, що вступили в реакцію і утворилися в ході її (від грец. "стехіон" - "елементний склад", "мейтрен" - "вимірюю").

Стехіометрія є найважливішою для матеріальних та енергетичних розрахунків, без яких неможливо організувати жодне хімічне виробництво. Хімічна стехіометрія дозволяє розрахувати кількість сировини, необхідної для конкретного виробництва, з урахуванням потрібної продуктивності та можливих втрат. Жодне підприємство може бути відкрито без попередніх розрахунків.

Трохи історії

Саме слово «стехіометрія» - це винахід німецького хіміка Єремії Беніаміна Ріхтера, запропонований ним у своїй книзі, в якій вперше було описано ідею можливості розрахунків за хімічними рівняннями. Пізніше ідеї Ріхтера отримали теоретичне обґрунтування з відкриттям законів Авогадро (1811), Гей-Люссака (1802), закону сталості складу (Ж.Л. Пруст, 1808), кратних відносин (Дж. Дальтон, 1803), розвитком атомно-молекулярного. Нині ці закони, і навіть закон еквівалентів, сформульований самим Ріхтером, називають законами стехіометрії.

Поняття "стехіометрія" використовують у відношенні і речовин, і хімічних реакцій.

Стехіометричні рівняння

Стехіометричні реакції - реакції, у яких вихідні речовини взаємодіють у певних співвідношеннях, а кількість продуктів відповідає теоретичним розрахункам.

Стехіометричні рівняння – рівняння, що описують стехіометричні реакції.

Стехіометричні рівняння) показують кількісні співвідношення між усіма учасниками реакції, виражені в молях.

Більшість неорганічних реакцій – стехіометричні. Наприклад, стехіометричними є три послідовні реакції отримання сірчаної кислоти із сірки.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Розрахунками за цими рівняннями реакцій можна визначити, скільки необхідно взяти кожну речовину, щоб отримати певну кількість сірчаної кислоти.

Більшість органічних реакцій є нестехіометричними. Наприклад, рівняння реакції крекінгу етану виглядає так:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Однак насправді в ході реакції завжди будуть виходити різні кількості побічних продуктів – ацетилену, метану та інших, які розрахувати теоретично неможливо. Деякі неорганічні реакції теж піддаються розрахункам. Наприклад, нітрату амонію:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Вона йде за декількома напрямками, тому неможливо визначити, скільки потрібно взяти вихідної речовини, щоб отримати певну кількість оксиду азоту (I).

Стехіометрія – це теоретична основа хімічних виробництв

Всі реакції, які використовуються у або на виробництві, повинні бути стехіометричними, тобто піддаватися точним розрахункам. Чи завод чи фабрика приноситиме вигоду? Стехіометрія дозволяє це з'ясувати.

З стехиометрических рівнянь становлять теоретичний баланс. Необхідно визначити, скільки вихідних речовин знадобиться отримання необхідної кількості цікавого продукту. Далі проводяться експлуатаційні досліди, які покажуть реальну витрату вихідних речовин та вихід продуктів. Різниця між теоретичними розрахунками та практичними даними дозволяє оптимізувати виробництво та оцінити майбутню економічну ефективність підприємства. Стехіометричні розрахунки, крім того, дають можливість скласти тепловий баланс процесу з метою підбору обладнання, визначити маси побічних продуктів, що утворюються, які потрібно буде видаляти, і так далі.

Стехіометричні речовини

Відповідно до закону сталості складу, запропонованого Ж.Л. Прустом, будь-яке хімічно має постійний склад, незалежно від способу одержання. Це означає, що, наприклад, в молекулі сірчаної кислоти H 2 SO 4 незалежно від способу, яким вона була отримана, на два атоми водню завжди буде припадати один атом сірки та чотири атоми кисню. Стехіометричними є всі речовини, що мають молекулярну структуру.

Однак у природі поширені речовини, склад яких може відрізнятися залежно від методу отримання чи джерела походження. Переважна більшість із них - це кристалічні речовини. Можна навіть сказати, що для твердих речовин стехіометрія – це скоріше виняток, ніж правило.

Наприклад розглянемо склад добре вивчених карбіду та оксиду титану. У оксиді титану TiO x X=0.7-1.3, тобто однією атом титану припадає від 0,7 до 1,3 атомів кисню, в карбіді TiC x X=0.6-1.0.

Нестехіометричність твердих тіл пояснюється дефектом застосування у вузлах кристалічної решітки або, навпаки, появою вакансій у вузлах. До таких речовин відносяться оксиди, силіциди, бориди, карбіди, фосфіди, нітриди та інші неорганічні речовини, а також високомолекулярні органічні.

І хоча докази існування сполук зі змінним складом були представлені лише на початку 20-го століття І. С. Курнаковим, такі речовини часто називають бертолідами на прізвище вченого К.Л. Бертолле, який припускав, що склад будь-якої речовини змінюється.