Расчёты по уравнениям химических реакций. Стехиометрические расчеты Схема расчёта по уравнениям химических реакций

Составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции (ОВР) необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Стехиометрические коэффициенты ОВР подбирают, используя либо метод электронного баланса, либо метод электронно-ионного баланса (последний называют также методом полуреакций). Рассмотрим несколько примеров. В качестве примера составления уравнений ОВР и подбора стехиометрических коэффициентов проанализируем процесс окисления дисульфида железа (II) (пирита) концентрированной азотной кислотой: В первую очередь определим возможные продукты реакции. Азотная кислота - сильный окислитель, поэтому сульфид-ион может быть окислен либо до максимальной степени окисления S (H2S04), либо до S (SO2), a Fe - до Fe, при этом HN03 может восстанавливаться до N0 или N02 (набор конкретных продуктов определяется концентрациями реагентов, температурой и т. п.). Выберем следующий возможный вариант: В левой или правой части уравнения будет находиться Н20, мы пока не знаем. Известно два основных метода подбора коэффициентов. Применим сначала метод электронно-ионного баланса. Суть этого метода в двух очень простых и очень важных утверждениях. Во-первых, в этом методе рассматривают переход электронов от одних частиц к другим с обязательным учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная). Во-вторых, при составлении уравнения электронно-ионного баланса записываются только те частицы, которые реально существуют в ходе проте- кания данной ОВР - в виде ионов записываются только реально существующие катионы или анноны; вещества малодиосоцииру-ющне, нерастворимые или выделяющиеся в виде газа пишут в молекулярной форме. При составлении уравнения процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидро-ксид-ионы (если среда щелочная). Рассмотрим для нашего случая полуреакцию окисления. Молекулы FeS2 (плохо растворимого вещества) превращаются в ионы Fe3+ (нитрат железа (П1) полностью диссоциирует на ионы) и сульфат-ионы S042" (диссоциация H2SO4): Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона: Чтобы уравнять кислород, в правую часть добавляем 2 молекулы воды, а в левую - 4 иона Н+: Для уравнивания заряда к левой части (заряд +3) добавим 3 электрона: Окончательно имеем: Сократив обе части на 16Н+ и 8Н20, получим итоговое, сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции: Добавив в обе части уравнения соответствующее число ионов NOJ нН+, находим молекулярное уравнение реакции: Обратите внимание, что для определения числа отданных и принятых электронов нам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и «автоматически» определили, что Н20 находится в правой части уравнения. Несомненно то, что этот метод имеет большой химический смысл. Метод эмпрооийго баланса. Суть метода нахождения стехи-ометряческнх коэффициентов в уравнениях ОВР в обязательном нахождении степеней окисления атомов элементов, участвующих в ОВР. Используя данный подход, снова уравняем реакцию (11.1) (выше мы применила к этой реакции метод полуреакций). Процесс восстановления описывается просто: Сложнее составить схему окисления, поскольку окисляются сразу два элемента - Fe и S. Можно приписать железу степень окисления +2, сере - 1 и учесть, что на один атом Fe приходится два атома S: Можно, однако, обойтись без определения степеней окисления и записать схему, напоминающую схему (11.2): Правая часть имеет заряд +15, левая - 0, поэтому FeS2 должен отдать 15 электронов. Записываем общий баланс: С полученным уравнением баланса нужно еще немного «разобраться» - из него видно, что 5 молекул HN03 идут на окисление FeS2 и еще 3 молекулы HNO, необходимы для образования Fe(N03)j: Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть нужно добавить 2 молекулы Н20: Метод электронно-ионного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих ОВР, в частности, с участием органических соединений, в которых даже сама процедура определения степеней окисления является очень сложной. - Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО - СН2 - СН2 - ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (TV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия: После проведения необходимых сокращений подобных членов записываем уравнение в окончательном молекулярном вид* Влияние среды ца характер протекания ОВР.Разобранные примеры (11.1) - (11.4) наглядно иллюстрируют «технику» использования метода электронно-ионного баланса в случае йротё-кания ОВР в кислой или щелочной среде. Характер средь!"влияет на протекание той или иной ОВР; чтобы «прочувствовать» это влияние, рассмотрим поведение одного и того окислителя (КМп04) в разных средах. . Наибольшую окислительную активность ион МпО^ проявляет вткислей среде, восстаиилифаясъ до мц меньшую - в нейтральной, восстанавливаясь до Mn+4(Mn0j), и минимальную - в силыгощеяочной, в которой восстагШаияаапся до (мвнганат-нОн Мп042"). Объясняется это следу- ющим образом. Кислоты оря диссоциации образуют ионы гящюкйопяж ffjO+, которые сально поляризуют4" ионы МоОГ Послабляют связи марганца о кислородом (способствуя тем самим усилению дейст»ия восстановителя).. В нейтральной среде поляризующее действие молекул воды значительно c-aafep. bjto иная донов гидроксоння Н30+, аозтом>" ионы МпО; поляризуются гораздо меньше. В силь-но щелочной среде гидр оксид-ионы «сколько даже упрочняют связь Мп - О, вследствие чего эффективность действия восстановителя уменьшается и МпО^ принимает только один электрон. Пример поведения перманганата калия в нейтральней среде представлен реакцией (11.4). Приведем также по одному примеру реакций с участием КМпОА в кислой и щелочной средах

Стехиометрия - количественные соотношения между вступающими в реакцию веществами.

Если реагенты вступают в химическое взаимодействие в строго определенных количествах, а в результате реакции образуются вещества, количество которых можно расчитать, то такие реакции называются стехиометрическими .

Законы стехиометрии:

Коэффициенты в химических уравнениях перед формулами химических соединений называются стехиометрическими .

Все расчёты по химическим уравнениям основаны на использовании стехиометрических коэффициентов и связаны с нахождением количеств вещества (чисел молей).

Количество вещества в уравнении реакции (число молей) = коэффициенту перед соответствующей молекулой.

N A =6,02×10 23 моль -1 .

η - отношение реальной массы продукта m p к теоретически возможной m т, выраженное в долях единицы или в процентах.

Если в условии выход продуктов реакции не указан, то в расчетах его принимают равным 100% (количественный выход).

Схема расчёта по уравнениям химических реакций:

1. Составить уравнение химической реакции.
2. Над химическими формулами веществ написать известные и неизвестные величины с единицами измерения.
3. Под химическими формулами веществ с известными и неизвестными записать соответствующие значения этих величин, найденные по уравнению реакций.
4. Составить и решить пропорцию.

Пример. Вычислить массу и количество вещества оксида магния, образовавшегося при полном сгорании 24 г магния.

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:
1) электронного баланса – основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;
2) ионно-электронного баланса – предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.
1) Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

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

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

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

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

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

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. При этом 10 молекул HCl участвуют в восстановительном процессе, а 6 в - ионообменном (связывание ионов калия и марганца).

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

2) Метод ионно-электронного баланса.

1. Записывают схему реакции.

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

2. Записывают схемы полуреакций, с использованием реально присутствующих частиц (молекул и ионов) в растворе. При этом подводим материальный баланс, т.е. количество атомов элементов участвующих в полуреакции в левой части должно быть равно их количеству в правой. Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2− и Cr 3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н 2 О (для кислотной среды) и ОН − /Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная ) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда + 2H + = H 2 O пример: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
щелочная среда + H 2 О = 2 ОН − пример: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -

Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H 2 O = + 2H + пример: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
щелочная среда 2 ОН − = + H 2 О пример: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O

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

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

3. Подводим электронный баланс, следуя необходимости равенства суммарного заряда в правой и левой частях уравнений полуреакций.

В приведенном примере в правой части уравнения полуреакции восстановления суммарный заряд ионов равен +7, в левой - +2, значит в правой части необходимо добавить пять электронов:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

В уравнении полуреакции окисления суммарный заряд в правой части равен -2, в левой 0, значит в правой части необходимо вычесть два электрона:

SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +

Таким образом, в обоих уравнениях осуществлен ионно-электронный баланс и можно в них вместо стрелок поставить знаки равенства:

MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +

4. Следуя правилу о необходимости равенства количества электронов принятых окислителем и отданных восстановителем, находим наименьшее общее кратное для количеств электронов в обоих уравнениях (2∙5 = 10).

5. Умножаем на коэффициенты (2,5) и суммируем оба уравнения сложив левые и правые части обоих уравнений.

MnO 4 - + 8H + + 5ē = 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-

или в молекулярной форме:

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

В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. В кислой среде в уравнениях полуреакций для уравнивания числа атомов водорода и кислорода должны использоваться ионы водорода Н + и молекулы воды, в основной – гидроксид-ионы ОН - и молекулы воды. Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода (а не гидроксид-ионы) и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда). Так, например, уравнение полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде нельзя составлять с наличием гидроксид-ионов в правой части:

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

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

Т. е. при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие.

При использовании метода полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.

Метод ионно-электронного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.

Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия:

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

Уравнение полуреакций восстановления и окисления:

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

С 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окисление

Суммируем оба уравнения, вычитаем имеющиеся в левой и правой части гидроксид-ионы.

Получаем итоговое уравнение:

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

При использовании метода ионно-электронного баланса для определения коэффициентов в реакциях с участием органических соединений удобно считать степени окисления атомов водорода равными +1, кислорода -2, а углерода высчитать, используя баланс положительных и отрицательных зарядов в молекуле (ионе). Так, в молекуле этилена, суммарный заряд равен нулю:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,

значит степень окисления двух атомов углерода – (-4), а одного (Х) – (-2).

Аналогично в молекуле этиленгликоля C 2 H 6 O 2 находим степень окисления углерода (Х):

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

В некоторых молекулах органических соединений такой расчет приводит к дробному значению степени окисления углерода, например, у молекулы ацетона (С 3 Н 6 О) она равна -4/3. В электронном уравнении оценивается общий заряд атомов углерода. В молекуле ацетона он равен -4.

Похожая информация.

Для каждого вещества реакции существуют следующие количества вещества:

Начальное количество i-го вещества (количество вещества до начала реакции);

Конечное количество i-го вещества (количество вещества по окончании реакции);

Количество прореагировавшего (для исходных веществ) или образовавшегося вещества (для продуктов реакции).

Так как количество вещества не может быть отрицательно, то для исходных веществ

Так как >.

Для продуктов реакции >, следовательно, .

Стехиометрические соотношения - соотношения между количествами, массами или объемами (для газов) реагирующих веществ или продуктов реакции, рассчитанные на основе уравнения реакции. В основе расчетов по уравнениям реакций лежит основной закон стехиометрии: отношение количеств реагирующих или образовавшихся веществ (в молях) равно отношению соответствующих коэффициентов в уравнении реакции (стехиометрических коэффициентов).

Для реакции алюмотермии, описываемой уравнением:

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

количества прореагировавших веществ и продуктов реакции относятся как

Для расчетов удобнее применять другую формулировку этого закона: отношение количества прореагировавшего или образовавшегося вещества в результате реакции к своему стехиометрическому коэффициенту - есть константа для данной реакции.

В общем случае для реакции вида

аА + bB = cC + dD,

где маленькие буквы обозначают коэффициенты, а большие - химические вещества, количества реагирующих веществ связаны соотношением:

Любые два члена этого соотношения, связанные равенством, образуют пропорцию химической реакции: например,

Если для реакции известна масса образовавшегося или прореагировавшего вещества реакции, то можно найти его количество по формуле

а затем, используя пропорцию химической реакции, можно найти для остальных веществ реакции. Вещество, по массе или количеству которого находят массы, количества или объемы других участников реакции, иногда называют опорным веществом.

Если даны массы нескольких реагентов, то расчет масс остальных веществ ведут по тому из веществ, которое находится в недостатке, т. е. полностью расходуется в реакции. Количества веществ, которые точно соответствуют уравнению реакции без избытка или недостатка, называют стехиометрическими количествами.

Таким образом, в задачах, связанных со стехиометрическими расчетами, основным действием является нахождение опорного вещества и расчет его количества, которое вступило или образовалось в результате реакции.

Расчет количества индивидуального твердого вещества

где - количество индивидуального твердого вещества А;

Масса индивидуального твердого вещества А, г;

Молярная масса вещества А, г/моль.

Расчет количества природного минерала или смеси твердых веществ

Пусть дан природный минерал пирит, основной компонент которого FeS 2 . Кроме него в состав пирита входят примеси. Содержание основного компонента или примесей указывается в массовых процентах, например, .

Если известно содержание основного компонента, то

Если известно содержание примесей, то

где - количество индивидуального вещества FeS 2 , моль;

Масса минерала пирита, г.

Аналогично рассчитывается количество компонента в смеси твердых веществ, если известно его содержание в массовых долях.

Расчет количества вещества чистой жидкости

Если известна масса, то расчет аналогичен расчету для индивидуального твердого вещества.

Если известен объем жидкости, то

1. Найти массу этого объема жидкости:

m ж = V ж ·с ж,

где m ж - масса жидкости г;

V ж - объем жидкости, мл;

с ж - плотность жидкости, г/мл.

2. Найти число молей жидкости:

Эта методика подходит для любого агрегатного состояния вещества.

Определить количества вещества Н 2 О в 200 мл воды.

Решение: если температура не оговаривается, то плотность воды принимается 1 г/мл, тогда:

Расчет количества растворенного вещества в растворе, если известна его концентрация

Если известна массовая доля растворенного вещества, плотность раствора и его объем, то

m р-ра = V р-ра ·с р-ра,

где m р-ра - масса раствора, г;

V р-ра - объем раствора, мл;

с р-ра - плотность раствора, г/мл.

где - масса растворенного вещества, г;

Массовая доля растворенного вещества, выраженная в %.

Определить количество вещества азотной кислоты в 500 мл 10 % раствора кислоты плотностью 1,0543 г/мл.

Определить массу раствора

m р-ра = V р-ра ·с р-ра = 500·1,0543 = 527,150 г.

Определить массу чистой HNO 3

Определить число молей HNO 3

Если известна молярная концентрация растворенного вещества и вещества и объем раствора, то

где - объем раствора, л;

Молярная концентрация i-го вещества в растворе, моль/л.

Расчет количества индивидуального газообразного вещества

Если дана масса газообразного вещества, то рассчитывается по формуле (1).

Если дан объем, измеренный при нормальных условиях, - то по формуле (2), если объем газообразного вещества измерен при любых других условиях, - то по формуле (3),формулы приведены на страницах 6-7.

Который изучает количественные соотношения между веществами, вступившими в реакцию и образовавшимися в ходе нее (от др.-греч. "стехион" - "элементный состав", "мейтрен" - "измеряю").

Стехиометрия является важнейшей для материальных и энергетических расчетов, без которых невозможно организовать ни одно химическое производство. Химическая стехиометрия позволяет рассчитать количество сырья, необходимого для конкретного производства, с учетом нужной производительности и возможных потерь. Ни одно предприятие не может быть открыто без предварительных расчетов.

Немного истории

Само слово «стехиометрия» - это изобретение немецкого химика Иеремии Бениамина Рихтера, предложенное им в своей книге, в которой впервые была описана идея возможности расчетов по химическим уравнениям. Позднее идеи Рихтера получили теоретическое обоснование с открытием законов Авогадро (1811), Гей-Люссака (1802), закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1808), кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803), развитием атомно-молекулярного учения. Сейчас эти законы, а также закон эквивалентов, сформулированный самим Рихтером, называют законами стехиометрии.

Понятие «стехиометрия» используют в отношении и веществ, и химических реакций.

Стехиометрические уравнения

Стехиометрические реакции - реакции, в которых исходные вещества взаимодействуют в определенных соотношениях, а количество продуктов соответствует теоретическим расчетам.

Стехиометрические уравнения - уравнения, которые описывают стехиометрические реакции.

Стехиометрические уравнений) показывают количественные соотношения между всеми участниками реакции, выраженные в молях.

Большинство неорганических реакций - стехиометрические. Например, стехиометрическими являются три последовательные реакции получения серной кислоты из серы.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Расчетами по этим уравнениям реакций можно определить, сколько необходимо взять каждого вещества, чтобы получить определенное количество серной кислоты.

Большинство органических реакций являются нестехиометрическими. Например, уравнение реакции крекинга этана выглядит так:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Однако на самом деле в ходе реакции всегда будут получаться разные количества побочных продуктов - ацетилена, метана и других, рассчитать которые теоретически невозможно. Некоторые неорганические реакции тоже не поддаются расчетам. Например, нитрата аммония:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Она идет по нескольким направлениям, поэтому невозможно определить, сколько нужно взять исходного вещества, чтобы получить определенное количество оксида азота (I).

Стехиометрия - это теоретическая основа химических производств

Все реакции, которые используются в или на производстве, должны быть стехиометрическими, то есть подвергаться точным расчетам. Будет ли завод или фабрика приносить выгоду? Стехиометрия позволяет это выяснить.

На основании стехиометрических уравнений составляют теоретический баланс. Необходимо определить, какое количество исходных веществ потребуется для получения нужного количества интересующего продукта. Далее проводятся эксплуатационные опыты, которые покажут реальный расход исходных веществ и выход продуктов. Разница между теоретическими расчетами и практическими данными позволяет оптимизировать производство и оценить будущую экономическую эффективность предприятия. Стехиометрические расчеты, кроме того, дают возможность составить тепловой баланс процесса с целью подбора оборудования, определить массы образующихся побочных продуктов, которые нужно будет удалять, и так далее.

Стехиометрические вещества

Согласно закону постоянства состава, предложенному Ж.Л. Прустом, любое химически имеет постоянный состав, вне зависимости от способа получения. Это означает, что, например, в молекуле серной кислоты H 2 SO 4 независимо от способа, которым она была получена, на два атома водорода всегда будет приходиться один атом серы и четыре атома кислорода. Стехиометрическими являются все вещества, имеющие молекулярную структуру.

Однако в природе широко распространены вещества, состав которых может отличаться в зависимости от метода получения или источника происхождения. Подавляющее большинство из них - это кристаллические вещества. Можно даже сказать, что для твердых веществ стехиометрия - это скорее исключение, чем правило.

Для примера рассмотрим состав хорошо изученных карбида и оксида титана. В оксиде титана TiO x X=0.7-1.3, то есть на один атом титана приходится от 0,7 до 1,3 атомов кислорода, в карбиде TiC x X=0.6-1.0.

Нестехиометричность твердых тел объясняется дефектом внедрения в узлах кристаллической решетки либо, наоборот, появлением вакансий в узлах. К таким веществам относятся оксиды, силициды, бориды, карбиды, фосфиды, нитриды и другие неорганические вещества, а также высокомолекулярные органические.

И хотя доказательства существования соединений с переменным составом были представлены только в начале 20-го века И. С. Курнаковым, такие вещества часто называют бертоллидами по фамилии ученого К.Л. Бертолле, предполагавшего, что состав любого вещества меняется.

Главная » Части речи » Расчёты по уравнениям химических реакций. Стехиометрические расчеты Схема расчёта по уравнениям химических реакций