1.3 Законы стехиометрии

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, , А. Лавуазье, ).

Закон сохранения массы веществ: масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех веществ, образовавшихся в результате реакции.

В химической реакции число взаимодействующих атомов остаётся 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) Каждое индивидуальное химическое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав и определённое химическое строение независимо от способа его получения.

Такие соединения называются дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Они 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.

Пусть у нас имеются данные о процентном содержании азота и кислорода в трёх оксидах: . Рассчитаем, сколько весовых частей кислорода приходится на одну весовую часть азота в этих соединениях: в Между собой эти величины относятся как . Можно было бы таким же образом рассчитать весовые части азота, приходящиеся на одну весовую часть кислорода в этих оксидах. Взяв их отношения, мы получаем .

Закон эквивалентов (И. Рихтер) В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты или массы взаимодействующих веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов :

,

где и – массы реагирующих веществ, г, кг,

и – молярные массы эквивалентов этих веществ, ; .

Химическим эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Это безразмерная величина.

Моль эквивалентов – количество вещества, содержащего столько же структурных единиц, сколько их содержится в изотопа углерода

Массу одного моля эквивалента называют молярной массой эквивалента вещества . Молярные массы эквивалентов веществ измеряют в .

Поскольку молярная масса какого-либо вещества численно совпадает с его относительной молекулярной массой, то из закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс простых и сложных веществ:

, , ² ,

³ ,

.

– мольная масса соединений, .

При решении некоторых задач, в условиях которых содержаться сведения об объёмах газообразных участников реакции, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объёма.

Эквивалентным объёмом называется объём, занимаемый при данных условиях эквивалентом вещества. Значение эквивалентного объёма вещества, находящегося в газообразном состоянии, можно найти, зная, что в мольном объёме любого газа, состоящего из одноатомных молекул, содержится атомов, состоящего из двухатомных молекул – атомов и т.д. Например, в содержится при нормальных условиях⁴ атомов водорода. Поскольку эквивалент атомов водорода равен , то в содержится эквивалента атомов водорода. Следовательно, эквивалентный объём молекул равен Рассуждая аналогично, вычислим эквивалентный объём газообразного кислорода