Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы.
В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).
Закон сохранения массы веществ: Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.
Для примера разберем процесс расстановки коэффициентов в реакции BF3 + NaBH4 = NaBF4 + B2H6. Обратите внимание на атомы фтора. Для того, чтобы их количество в правой и левой части совпадало, коэффициент при BF3 и коэффициент при NaBF4 должны относиться как 4/3 (*). Теперь посмотрим на атомы водорода. Чтобы их число в обеих частях совпадало, коэффициенты при NaBH4 и B2H6 должны относиться как 3/2 (**). При этом заметим, что коэффициент при NaBH4 должен быть равен коэффициенту при NaBF4 (***), чтобы уравнять количество атомов натрия в реагентах и продуктах. В результате мы можем взять коэффициент при BF3 взять равным 4, тогда условие (*) дает коэффициент при NaBF4 равный 3, условие (***) делает и коэффициент при NaBH4 равный 3, тогда по условию (**) перед B2H6 нужно поставить 2. Обратите внимание, что поскольку коэффициенты при всех продуктах и реагентах уже определены, количество атомов бора в левой и правой частях уравнялось автоматически. Второй пример – окислительно-восстановительная реакция взаимодействия KMnO4 с HCl. Исходные данные: в кислой среде присоединяя 5 электронов, восстанавлявается до Mn2+, а Cl–, как восстановитель, теряя один электрон, окисляется до свободного хлора Cl2. В соответствии с этим запишем две полуреакции:
· восстановление: 
+ 5e + 8 
= + 4 
O
· окисление: 2 Cl– – 2e = Cl2
Коэффициенты в этих реакциях расставляем в соответствии с принципами, изложенными выше, учитывая, что полный электрический заряд в обеих частях полуреакции должен быть одинаков.
Число общих (принятых-отданных) электронов следует положить равным 10 (наименьшее общее кратное количеств электронов принятых в одной полуреакции и отданных в другой). В результате, домножая полуреакцию восстановления на 2, а полуреакцию окисления на 5 и складывая их, получим:
Условие электронейтральности каждого из веществ требует добавить в левую часть некоторое количество ионов калия и хлора, которые в продуктах дают KCl. Окончательно имеем:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции
Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.
Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.
Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.
Закон кратных отношений (Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.
Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
Химический эквивалент
Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.
Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
1. Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02∙1023 моль–1.
Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль–1.
Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.
Ваша оценка?
