Стехиометрические законы химии

Стехиометрия (от греч. стехион - первооснова, элемент, метрео - измеряю) - раздел химии, рассматривающий массовые и объемные соотношения между реагирующими веществами. Стехиометрические законы были открыты опытным путем в начале ХIХ в., после того, как в химию М.В.Ломоносовым и Д.Дальтоном были введены количественные методы исследования.

Закон постоянства состава (Ж.Пруст)

Каждое химически чистое соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон появился в результате научного спора двух французских химиков: Ж.Пруста, считавшего, что отношения между элементами в соединении должны быть постоянными, и К.Бертолле, который считал состав химических соединений переменным. Вначале спор решился в пользу Пруста, и закон сыграл важную роль в развитии химии.

Действительно, как бы ни получать воду:

2 Н₂ + О₂ → 2 Н₂О или NaOH + HCl → NaCl + H₂O состав ее будет одинаковым - Н₂О, соотношение атомов в веществе О : Н = 1 : 2. Каждое вещество имеет свою химическую формулу - выражение качественного и количественного состава вещества.

Позже выяснилось, что этот закон не является всеобщим. В начале ХХ в. Н.С. Курнаков, изучая сплавы металлов, установил, что существуют соединения переменного состава, которые он предложил назвать бертоллидами (их называют также нестехиометрическими соединениями). К ним относятся многие кристаллические соединения немолекулярного строения: оксиды, сульфиды, нитриды, фосфиды, карбиды металлов. Например, сульфид железа может иметь различный состав: Fe_nS_m , где n = 1÷3 , m= 1÷6. Соединения постоянного состава (стехиометрические) по предложению Курнакова называют дальтонидами. К ним относятся вещества с молекулярной структурой: Н₂О, SO₂, H₂S, HCl, H₂SO₄

Более точная, современная формулировка закона: химические соединения с молекулярной структурой имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения.

Закон кратных отношений (Д.Дальтон)

Если два элемента образуют несколько различных соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Например, на 1 г элемента азота в его оксидах: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ приходится соответственно 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода. Эти числа относятся между собой, как 1 : 2 : 3 : 4 : 5 (что в современном понимании соответствует валентности азота в этих соединениях).

Этот закон также справедлив для соединений с молекулярной структурой.

Закон эквивалентов (И.В.Рихтер)

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Или в другой формулировке: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам: m(A) / m(B) = М_экв(А)/ М_экв(В) ,

где А и В -реагирующие вещества.

Так же относятся массы исходных веществ и массы продуктов реакции.

Эквивалент - реальная или условная часть вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна 1 атому водорода в кислотно-основных (ионообменных) реакциях или 1 электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Количество вещества эквивалентов n_экв - реальная или условная часть вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна 1 молю атомов водорода в кислотно-основных (ионообменных) реакциях или 1 молю электронов в окислительно-восстановительных реакциях. Его единица измерения - моль.

Масса 1 моля эквивалентов - М_экв - называется молярной массой эквивалентов, или эквивалентной массой, и измеряется в г/моль.

Например, эти величины для элементов в их соединениях с водородом: HBr, H₂O, NH₃, CH₄ могут быть определены следующим образом:

- в бромоводороде HBr: эквивалент брома равен 1 атому брома (т.к. 1 атом Br присоединяет 1 атом Н, т.е. 1 атому Н эквивалентен 1 атом Br),

количество вещества эквивалентов брома n_экв(Br) = 1 моль (т.к. 1 молю атомов Н эквивалентен 1 моль атомов Br),

эквивалентная масса брома М_экв(Br) = М(Br) = 80 г/моль;

- в воде H₂O: эквивалент кислорода равен 1/2 атома кислорода (т.к. 1 атом О присоединяет 2 атома Н, т.е. 1 атому Н эквивалентна 1/2 атома О),

количество вещества эквивалентов кислорода n_экв(О) = 1/2 моль (т.к. 1 молю атомов Н эквивалентна 1/2 моля атомов О),

эквивалентная масса кислорода М_экв(О) = 1/2 М(О) = 8 г/моль;

- в аммиаке NH₃: эквивалент азота равен 1/3 атома N,

количество вещества эквивалентов азота n_экв(N) = 1/3 моль,

эквивалентная масса азота М_экв(N) = 1/3 М(N) = 4,67 г/моль;

- в метане CH₄: эквивалент углерода равен 1/4 атома С,

количество вещества эквивалентов углерода n_экв(С) = 1/4 моль,

эквивалентная масса углерода М_экв(С) = 1/4 М(С) = 3 г/моль.

Действие закона эквивалентов можно проследить на примере рассмотренной ранее реакции:

Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂

Эквивалент цинка в этой реакции равен 1/2 атома Zn, т.к. атом Zn замещает 2 атома Н в 2 молекулах HCl, присоединяя 2 атома Cl (т.е. 1 атом Н замещает как бы 1/2 атома Zn, 1 атому Н эквивалентна 1/2 атома Zn), количество вещества эквивалентов цинка n_экв(Zn) = 1/2 моль, эквивалентная масса цинка М_экв(Zn) = 1/2 М(Zn) М_экв(Zn) = 65/2= 32,5 г/моль.

Эквивалент HCl равен 1 молекуле HCl ( в 1 молекуле замещается 1 атом Н, т.е. 1 атому Н эквивалентна 1 молекула HCl), количество вещества эквивалентов хлороводорода n_экв(HCl ) = 1 моль, эквивалентная масса брома М_экв(HCl) = М(HCl) = 36,5 г/моль.

Таким образом, массы реагирующих веществ будут пропорциональны их эквивалентным массам: m(Zn) / m(HCl) = 32,5 / 36,5

Ранее было установлено: m(Zn) / m(HCl) = 65 / 2 ^. 36,5 , т.е. массы реагирующих веществ пропорциональны их молярным массам с учетом стехиометрических коэффициентов.

Эквивалентные массы элементов и важнейших неорганических веществ могут быть вычислены следующим образом:

- эквивалентная масса элемента в соединении = молярная масса элемента / валентность элемента в данном соединении;

- эквивалентная масса кислоты = молярная масса кислоты / основность кислоты (т.е. число атомов водорода);

- эквивалентная масса основания = молярная масса основания / валентность металла;

- эквивалентная масса соли = молярная масса соли / валентность металла × число его атомов.

Но эквивалент и эквивалентная масса сложного вещества не являются постоянными величинами, а определяются реакцией, в которой участвует вещество. Например:

в реакции H₃PO₄ + KOH → KH₂PO₄ + H₂O М_экв(H₃PO₄) = М(H₃PO₄);

H₃PO₄ + 2 KOH → K₂HPO₄ + 2 H₂O М_экв(H₃PO₄) = М(H₃PO₄) / 2 ;

H₃PO₄ + 3 KOH → K₃PO₄ + 3 H₂O М_экв(H₃PO₄) = М(H₃PO₄) / 3 .

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак)

Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Коэффициенты в уравнениях таких реакций показывают число объемов реагирующих и образовавшихся газообразных веществ. Например, для сгорания 1 л метана потребуется 2 л кислорода, при этом образуется 1 л углекислого газа и 2 л водяного пара:

СН₄ + 2 О₂ → СО₂ + 2 Н₂О

1 моль 2 моль 1 моль 2 моль

1 л 2 л 1 л 2 л

Объяснение этому дает закон Авогадро.