2.1 Закони стехіометрії

Крім фундаментальних законів, хімічні перетворення підляга­ють іншим менш загальним законам, серед яких найбільш важли­вими є закони стехіометрії.

Стехіометрією називають розділ хімії, що стосується кіль­кісних співвідношень між елементами в сполуках або при хімічних реакціях. Стехіометричні закони хімії цілком справедливо нале­жать до основних законів хімії, бо на них базуються найрізно­манітніші кількісні розрахунки мас і об'ємів речовин, що беруть

участь у хімічних реакціях. Вони стали експериментальним об­грунтуванням хімічної атомістики, оскільки відображають реальне існування атомів і молекул, розкривають глибокий зв'язок між кількісною та якісною характеристиками речовин.

Закон сталості складу

Кожна хімічна сполука має сталий якісний і кількісний елементний склад незалежно від способу та умов її добування (Пруст, 1799).

Цей закон був загально визнаний після тривалої (1801—1808) наукової дискусії Ж. Пруста з К. Бертолле, який припускав можливість існування сполук змінного складу та стверджував, на відміну від принципу дискретності, принцип неперервності в хімії.

Спочатку закон сталості складу, безперечно, сприяв розвитку препаративної хімії, однак згодом дуже загальмував вивчення великого класу сполук, які йому не підлягали. Але ідея діалектич­ної єдності дискретності та неперервності в структурі сполук незабаром дістала експериментальне підтвердження при вивченні Д. І. Менделєєвим складу розчинів (визначені й невизначені сполу­ки) та при дослідженні М. С. Курнаковим сплавів (дальтоніди та бертоліди).

Закон сталості складу сприяв тому, що в хімію згодом були введені поняття еквівалента та еквівалентної маси.

Закон еквівалентів

Еквівалентом називають реальну або умовну частинку речови­ни, яка в даній кислотно-основній реакції еквівалентна (рівноцінна) одному іону водню або в даній окисно-відновній реакції — одному електрону.

Еквівалент може бути рівним (або меншим) відповідній фор-мульній одиниці речовини, що бере участь у конкретній реакції. Формульна одиниця речовини — це хімічна частинка або су­купність частинок, що визначається її хімічною формулою, напри­клад Na, Н₂О, СО₃, Na₂СО₃.

Число, що показує частку формульної одиниці речовини, екві­валентну одному іону водню або одному електрону в даній реакції, називають фактором еквівалентності. Фактор еквівалентності (f_ек≤1) обернений еквівалентному числу (z≥ 1) речовини f_ек⁼ 1/z.

Еквівалентне число в обмінних реакціях відповідає сумарному заряду іонів, які обмінює з даною речовиною інший реагент. В окисно-відновних реакціях еквівалентне число окисника (відновни­ка) дорівнює числу електронів, які приймає (віддає) одна формуль­на одиниця окисника (відновника).

Формульна п і еквівалентна n_ек кількості речовини взаємопо­в'язані

п_ек = n/f_ек.

Крім еквівалентної кількості речовини, застосовують поняття молярної маси еквівалента речовини Е_т — маси 1 моля еквіва­лентів цієї речовини, що дорівнює добутку фактора еквівалентності на її молярну масу:

Е_m = f_{ек *} М.

Для газуватих речовин застосовують поняття молярного об'єму еквівалента E_v— об'єму одного моля еквівалентів газу.

Закон еквівалентів був встановлений Ріхтером (1793) і остаточ­но сформульований Дальтоном (1803): хімічні елементи сполуча­ються один з одним, а речовини реагують і утворюються в еквівалентних кількостях.

При розв'язуванні задач зручніше користуватись іншим фор­мулюванням закону еквівалентів: маси (об'єми) речовин, що реа­гують одна з одною, пропорційні молярним масам (об'ємам) їхніх еквівалентів:

Молярна маса еквівалента, як і еквівалент,— величина змінна і залежить від хімічної природи сполук, тому про молярну масу еквівалента елемента можна говорити, розглядаючи лише конкрет­ну сполуку, а про молярну масу еквівалента сполуки — конкретну реакцію.