Sztöchiometria. Sztöchiometriai együtthatók A sztöchiometria a kémiai termelés elméleti alapja

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

Az egyenlet összeállítása több lépésben történik:

1. Írja le a reakciósémát!

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

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

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

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

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

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

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

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

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

2) Az ion-elektron egyensúly módszere.

1. Írja le a reakciósémát!

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

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

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

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

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

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

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

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

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

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

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

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

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

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

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

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

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

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 2O + 5SO 4 2- + 10H +

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

vagy molekuláris formában:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Redukciós és oxidációs félreakció egyenlete:

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

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

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

Megkapjuk a végső egyenletet:

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

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

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

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

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

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

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

Hasonló információk.

A redoxreakciók egyenleteinek összeállításakor a következő két fontos szabályt kell betartani:

1. szabály: Bármely ionos egyenletben figyelembe kell venni a töltés megmaradását. Ez azt jelenti, hogy az egyenlet bal oldalán ("bal") lévő összes töltés összegének meg kell egyeznie az egyenlet jobb oldalán lévő összes töltés összegével ("jobb"). Ez a szabály minden ionos egyenletre vonatkozik, mind a teljes reakciókra, mind a félreakciókra.

Töltés balról jobbra

2. szabály: Az oxidációs félreakcióban elvesztett elektronok számának meg kell egyeznie a redukciós félreakcióban nyert elektronok számával. Például a szakasz elején megadott első példában (a vas és a hidratált rézionok reakciója) az oxidatív félreakcióban elveszett elektronok száma kettő:

Ezért a redukciós félreakcióban megszerzett elektronok számának is egyenlőnek kell lennie kettővel:

A következő eljárással levezethető a teljes redox egyenlet a két félreakció egyenletéből:

1. A két félreakció egyenlete külön-külön kiegyenlítésre kerül, és a fenti 1. szabály teljesítéséhez minden egyenlet bal vagy jobb oldalához hozzáadjuk a megfelelő számú elektront.

2. Mindkét félreakció egyenlete egymáshoz képest kiegyensúlyozott, így az egyik reakcióban elvesztett elektronok száma egyenlő lesz a másik félreakcióban nyert elektronok számával, a 2. szabály szerint.

3. A két félreakció egyenletét összeadva megkapjuk a redoxreakció teljes egyenletét. Például a fenti két félreakció egyenletének összegzése és a kapott egyenlet bal és jobb oldalának eltávolítása

egyenlő számú elektront találunk

Kiegyensúlyozzuk az alábbi félreakciók egyenleteit és felírjuk a redox oxidációs reakció egyenletét vizesoldat bármilyen vassót savas káliumoldattal vassóvá alakítunk.

1. szakasz. Először külön-külön kiegyenlítjük a két félreakció egyenletét. Az (5) egyenlethez megvan

Az egyenlet mindkét oldalának kiegyensúlyozásához öt elektront kell hozzáadnia a bal oldalához, vagy ki kell vonnia ugyanannyi elektront a jobb oldalról. Utána kapunk

Ez lehetővé teszi a következő kiegyensúlyozott egyenlet felírását:

Mivel az egyenlet bal oldalához elektronokat kellett hozzáadni, ez redukciós félreakciót ír le.

A (6) egyenletre felírhatjuk

Az egyenlet kiegyensúlyozásához hozzáadhat egy elektront a jobb oldalához. Akkor

A sztöchiometria magában foglalja a kémiai képletek megtalálását, a kémiai reakciók egyenleteinek elkészítését, a preparatív kémiában és a kémiai elemzésben használt számításokat.

Ugyanakkor sokan szervetlen vegyületek erejénél fogva különböző okok miatt változó összetételűek lehetnek (berthollidok). Azokat az anyagokat, amelyeknél a sztöchiometria törvényeitől való eltérést figyeljük meg, nevezzük nem sztöchiometrikus. Így a titán(II)-oxid változó összetételű, és titánatomonként 0,65-1,25 oxigénatom lehet. A nátrium-volfrámbronz (az oxidbronzokhoz rokon, a nátrium-volframát ), ahogy a nátriumot eltávolítják belőle, színe aranysárgáról (NaWO 3) sötétkék-zöldre (NaO 3WO 3) változik, áthaladva a köztes vörösen, ill. lila színek. És még a nátrium-kloridnak is lehet nem sztöchiometrikus összetétele, amely kék színt kaphat fémfelesleggel. A kondenzált fázisok esetében a sztöchiometria törvényeitől való eltérések figyelhetők meg, és szilárd oldatok képződésével (kristályos anyagok esetén), a reakciókomponens feleslegének folyadékban való feloldódásával vagy a keletkező vegyület termikus disszociációjával (pl. folyékony fázis, olvadékban).

Ha a kiindulási anyagok szigorúan meghatározott arányokban lépnek kémiai kölcsönhatásba, és a reakció eredményeként olyan termékek keletkeznek, amelyek mennyisége pontosan kiszámítható, akkor az ilyen reakciókat sztöchiometrikusnak, az őket leíró kémiai egyenleteket sztöchiometrikus egyenleteknek nevezzük. . A különböző vegyületek relatív molekulatömegének ismeretében kiszámítható, hogy ezek a vegyületek milyen arányban reagálnak. A reakcióban részt vevő anyagok közötti mólarányok együtthatókat mutatnak, amelyeket sztöchiometrikusnak neveznek (egyben a kémiai egyenletek együtthatói, egyben a kémiai reakcióegyenletek együtthatói is). Ha az anyagok 1:1 arányban reagálnak, akkor sztöchiometrikus mennyiségeiket nevezzük ekvimoláris.

A "sztöchiometria" kifejezést I. Richter vezette be a "The Beginnings of Stoichiometry, or the Art of Measurement" című könyvében. kémiai elemek» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter és Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), aki a sók képződésében a savak és bázisok tömegére vonatkozó meghatározásai eredményeit foglalta össze.

A sztöchiometria a megmaradás-tömeg törvényein, az egyenértékeken, az Avogadro-, a Gay-Lussac-törvényen, a törvény-állandóság-összetételen, a törvény-többszörös összefüggéseken alapul. A sztöchiometria törvényeinek felfedezése szigorúan véve a kémia mint egzakt tudomány kezdetét jelentette. A sztöchiometriai szabályok a reakciók kémiai egyenleteivel kapcsolatos számítások alapjául szolgálnak, és az analitikai és preparatív kémiában, a kémiai technológiában és a kohászatban használatosak.

A sztöchiometria törvényeit alkalmazzuk az anyagok képleteivel kapcsolatos számításoknál és a reakciótermékek elméletileg lehetséges hozamának megállapításánál. Tekintsük a termitkeverék égési reakcióját:

Fe 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Fe. (85,0 g F e 2 O 3 1) (1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3) (2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3) (27 g A l 1 m o l A l) = 28,7 g A l (\displaystyle \mathrm (\left((\frac (85,0\ g\ Fe_(2)O_(3))(1))\jobb)\left((\frac (1\ mol\ Fe_( 2)O_(3))(160\g\Fe_(2)O_(3)))\jobbra)\bal((\frac (2\mol\Al)(1\mol\Fe_(2)O_(3) )))\right)\left((\frac (27\ g\ Al)(1\ mol\ Al))\right)=28,7\ g\ Al) )

Így a 85,0 gramm vas(III)-oxiddal végzett reakció végrehajtásához 28,7 gramm alumíniumra van szükség.

Enciklopédiai YouTube

1 / 3

sztöchiometria

Kémia 11 Sztöchiometriai kémiai törvények

Problémák a kémiában. Anyagkeverékek. Sztöchiometrikus láncok

Feliratok

Tudjuk, mi a kémiai egyenlet, és megtanultuk kiegyensúlyozni. Most készen állunk a sztöchiometria tanulmányozására. Ez a rendkívül divatos szó gyakran azt gondolja az emberekben, hogy a sztöchiometria nehéz. Valójában egyszerűen a különböző molekulák közötti arányok tanulmányozásával vagy kiszámításával foglalkozik egy reakcióban. Íme a Wikipédia definíciója: A sztöchiometria a reaktánsok és termékek mennyiségi vagy mérhető arányának kiszámítása. Látni fogja, hogy a reagensek szót gyakran használják a kémiában. A legtöbb célra a reagensek és a reagensek szót felcserélhetően használhatjuk. Mindkettő reagens a reakcióban. A "reagensek" kifejezést néha bizonyos típusú reakciókra használják, amikor reagenst szeretne hozzáadni, és meg kell nézni, mi történik. És ellenőrizze, hogy az anyaggal kapcsolatos feltételezése helyes-e vagy sem. De a mi célunkban a reagens és a reagens ugyanazok a fogalmak. Egy kiegyensúlyozott kémiai egyenletben kapcsolat van a reagensek és a termékek között. Ha kapunk egy kiegyensúlyozatlan egyenletet, akkor tudjuk, hogyan lehet kiegyensúlyozottat kapni. Kiegyensúlyozott kémiai egyenlet. Vessünk egy pillantást a sztöchiometriára. Tehát, hogy tapasztalatot szerezzek az egyenletek kiegyenlítésében, mindig a kiegyensúlyozatlan egyenletekkel kezdem. Tegyük fel, hogy van vas-trioxidunk. leírom. Két vasatomja van három oxigénatomhoz kötve. Plusz alumínium... alumínium. Az eredmény Al2O3 plusz vas. Hadd emlékeztesselek arra, hogy amikor a sztöchiometriával foglalkozunk, mindenekelőtt az egyenleteket kell egyensúlyba hoznunk. Számos sztöchiometriai feladatot adunk meg egy már kiegyensúlyozott egyenlet segítségével. De hasznos gyakorlatnak tartom maguknak az egyenleteknek az egyensúlyát. Próbáljuk meg egyensúlyozni. Ebben a vas-trioxidban két vasatom van. Hány vasatom van az egyenlet jobb oldalán? Csak egy vasatomunk van. Itt szorozzuk meg 2-vel. Remek, most három oxigén van ebben a részben. És három oxigén az egyenletnek abban a részében. Jól néz ki. Az alumínium az egyenlet bal oldalán található. Csak egy alumíniumatomunk van. Az egyenlet jobb oldalán két alumíniumatom van. 2-t kell ide raknunk. Kiegyenlítettük ezt az egyenletet. Most készen állunk a sztöchiometria kezelésére. Kezdjük el. Többféle sztöchiometrikus probléma létezik, de ezek mindegyike a következő mintákat követi: ha ebből x grammot adok, hány gramm alumíniumot kell hozzáadni ahhoz, hogy a reakció bekövetkezzen? Vagy ha megadok y grammot ezekből a molekulákból és z grammot ezekből a molekulákból, melyiket használjuk fel először? Mindez sztöchiometria. Ezzel a két feladattal fogunk foglalkozni ebben az oktatóvideóban. Tegyük fel, hogy kaptunk 85 gramm vas-trioxidot. Írjuk fel. 85 gramm vas-trioxid. A kérdésem az, hogy hány gramm alumíniumra van szükségünk? Hány gramm alumíniumra van szükségünk? Ez egyszerű. Ha megnézi az egyenletet, azonnal látni fogja a mólarányt. Ennek minden móljához, tehát ennek minden móljához... minden felhasznált vas-trioxid atomhoz két alumíniumatom kell. Tehát ki kell számolnunk, hogy ennek a molekulának hány molja van 85 grammban. És akkor kétszer annyi alumíniumra van szükségünk. Mert minden mól vas-trioxidra két mól alumínium jut. Csak az esélyeket nézzük, csak a számokat. Egy molekula vas-trioxid egyesül két molekula alumíniummal, hogy reakciót hozzon létre. Először számoljuk ki, hány mól van 85 grammban. Mennyi ennek az egész molekulának az atomtömege vagy tömegszáma? Hadd tegyem meg itt lent. Tehát két vasunk és három oxigénünk van. Hadd írjam le a vas és az oxigén atomtömegét. Itt van a vas, 55,85. És szerintem elég felkerekíteni 56-ra. Képzeljük el, hogy egy vasfajtával van dolgunk, pontosabban a vas izotópjával, amelynek 30 neutronja van. Atomtömegszáma 56. A vas atomtömegszáma 56. Míg az oxigén, mint már tudjuk, 16. A vas 56 volt. Ez a tömeg... 2-szer 56 plusz 3-szor 16 Ezt mentálisan megtehetjük. De ez nem matek óra, úgyhogy mindent kalkulátorral kiszámolok. Nézzük, 2-szer 56... 2-szer 56 plusz 3-szor 16 az 160. Igaz? Ez 48 plusz 112, igaz, 160. Tehát egy molekula vas-trioxid tömege százhatvan atomtömeg-egységnek felel meg. Százhatvan atomtömeg-egység. Tehát egy mól vagy... egy mól vagy 6,02-szer 10 a vas-oxid molekulák 23. hatványához képest... vas, vas-dioxid, igen... 160 gramm tömegű lenne. A reakcióban azt mondtuk, hogy 85 gramm vas-oxiddal kezdjük. Hány anyajegy ez? 85 gramm vas-trioxid... 85 gramm vas-trioxid 85/160 molnak felel meg. Ez egyenlő 85 osztva 160-zal, ami 0,53. 0,53 mol. Mindenre, amivel eddig dolgoztunk, ami zölddel és kékekkel volt látható, szükség volt ahhoz, hogy meghatározzuk, hány mól van 85 gramm vas-trioxidban. Megállapítottuk, hogy ez 0,53 molnak felel meg. Mert egy egész anyajegy 160 gramm lenne. De nekünk csak 85 van. A kiegyenlített egyenletből tudjuk, hogy minden mól vas-trioxidhoz két mól alumíniumra van szükségünk. Ha van 0,53 mol vasmolekulánk, pontosabban vas-trioxid, akkor kétszer annyi alumíniumra lesz szükségünk. 1,06 mól alumíniumra van szükségünk. Csak 0,53-szor 2-t veszek. Mert az arány 1:2. Az egyik anyag minden molekulájához szükségünk van a másik két molekulájára. Egy anyag minden móljához két mól másik anyagra van szükségünk. Ha 0,53 mólunk van, akkor ezt megszorozzuk 2-vel, és 1,06 mól alumíniumot kapunk. Remek, ezért csak kiszámoltuk, hogy egy mól alumínium hány grammot tartalmaz, majd megszoroztuk 1,06-tal, és ennyi. Alumínium. Az Egyesült Királyságban ezt a szót egy kicsit másképp ejtik. Valójában szeretem a brit kiejtést. Az alumínium atomtömege 26,98. Képzeljük el, hogy az alumínium, amellyel foglalkozunk, 27 atomtömeg-egység tömegű. Így. Egy alumínium tömege 27 atomtömeg-egység. Egy mól alumínium 27 gramm lesz. Vagy 6,02-szer 10 az alumíniumatomok 23. hatványához, ami 27 grammot ad. Ha 1,06 mólra van szükségünk, mennyi lesz? 1,06 mól alumínium 1,06-szor 27 grammnak felel meg. Mennyit? Számoljunk. 1,06 szorozva 27-tel egyenlő 28,62-vel. 28,62 gramm alumíniumra... alumíniumra van szükségünk, hogy a legtöbbet hozzuk ki 85 gramm vas-trioxidunkból. Ha több mint 28,62 gramm alumíniumunk lenne, akkor a reakció lezajlása után megmaradna. Tegyük fel, hogy mindent jól összekeverünk, és a reakció a végére megy. Erről később bővebben fogunk beszélni. Abban a helyzetben, amikor több mint 28,63 gramm alumíniumunk van, ez a molekula lesz a korlátozó reagens. Mivel ebből több van, ez korlátozza ezt a folyamatot. Ha kevesebb, mint 28,63 gramm alumíniumunk van, akkor az alumínium lesz a korlátozó reagens, mert nem tudjuk mind a 85 grammnyi vasmolekulánkat, pontosabban a vas-trioxidot felhasználni. Mindenesetre nem akarom összetéveszteni ezekkel a korlátozó reagensekkel. A következő oktatóvideóban egy olyan problémát fogunk megvizsgálni, amely teljes mértékben a reagensek korlátozásával foglalkozik. Feliratok az Amara.org közösségtől

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

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

Egy kis történelem

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

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

Sztöchiometriai egyenletek

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

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

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

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

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Az ezekkel a reakcióegyenletekkel végzett számítások meghatározhatják, hogy az egyes anyagokból mennyit kell bevenni egy bizonyos mennyiségű kénsav előállításához.

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

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

A valóságban azonban a reakció során mindig különböző mennyiségű melléktermék keletkezik - acetilén, metán és mások, amelyeket elméletileg nem lehet kiszámítani. Néhány szervetlen reakciók szintén nem számítható. Például ammónium-nitrát:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

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

A sztöchiometria a kémiai termelés elméleti alapja

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

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

Sztöchiometrikus anyagok

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

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

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

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

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