Понятие стехиометрии относят как к химическим соединениям, так и к химическим реакциям. Соотношения, в которых, согласно законам стехиометрии, вступают в реакцию вещества, называют стехиометрическими, так же называют соответствующие этим законам соединения. В стехиометрических соединениях химические элементы присутствуют в строго определённых соотношениях (соединения постоянного стехиометрического состава, они же дальтониды). Примером стехиометрических соединений могут служить вода Н2О, сахароза С12Н22О11 и практически все другие органические, а также множество неорганических соединений.
Термин «стехиометрия» ввёл И. Рихтер в книге «Начала стехиометрии, или Искусство измерения химических элементов» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792-93), обобщивший результаты своих определений масс кислот и оснований при образовании солей.
В основе стехиометрии лежат законы сохранения массы, эквивалентов, закон Авогадро, Гей-Люссака, закон постоянства состава, закон кратных отношений. Открытие законов стехиометрии, строго говоря, положило начало химии как точной науки. Правила стехиометрии лежат в основе всех расчётов, связанных с химическими уравнениями реакций и применяются в аналитической и препаративной химии, химической технологии и металлургии.
Законы стехиометрии используют в расчётах, связанных с формулами веществ и нахождением теоретически возможного выхода продуктов реакции. Рассмотрим реакцию горения термитной смеси:
Сколько граммов алюминия нам необходимо для завершения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III)?
( 85.0 g F e 2 O 3 1 ) ( 1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3 ) ( 2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3 ) ( 27 g A l 1 m o l A l ) = 28.7 g A l <\displaystyle \mathrm <\left(<\frac <85.0\ g\ Fe_<2>O_<3>><1>>\right)\left(<\frac <1\ mol\ Fe_<2>O_<3>><160\ g\ Fe_<2>O_<3>>>\right)\left(<\frac <2\ mol\ Al><1\ mol\ Fe_<2>O_<3>>>\right)\left(<\frac <27\ g\ Al><1\ mol\ Al>>\right)=28.7\ g\ Al> >
Таким образом, для проведения реакции с 85,0 граммами оксида железа (III), необходимо 28,7 грамма алюминия.
СТЕХИОМЕТРИЯ — (греч., от stoicheion элемент, и metreo меряю). Часть химии: наука о химических пропорциях, в каких вещества количественно соединяются. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Чудинов А.Н., 1910. СТЕХИОМЕТРИЯ греч., от… … Словарь иностранных слов русского языка
СТЕХИОМЕТРИЯ — жен., греч. часть химии, наука об отношениях, содержаниях, в каких вещества количественно соединяются. трическия таблицы. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля
СТЕХИОМЕТРИЯ — СТЕХИОМЕТРИЯ, учение о весовых и объемных отношениях, в к рых вещества вступают в хим. взаимодействие. Еще в 1749 56 гг. М. В. Ломоносов подчеркивал значение изучения весовых количеств реагирующих веществ. Закон сохранения материи, высказанный… … Большая медицинская энциклопедия
стехиометрия — – учение о количественных отношениях реагирующих веществ. Общая химия : учебник / А. В. Жолнин [1] … Химические термины
Стехиометрия — – представление о количественных соотношениях между массами веществ, вступающих в химическую реакцию. [Терминологический словарь по бетону и железобетону. ФГУП «НИЦ «Строительство» НИИЖБ и м. А. А. Гвоздева, Москва, 2007 г. 110 стр.]… … Энциклопедия терминов, определений и пояснений строительных материалов
СТЕХИОМЕТРИЯ — раздел химии, изучающий количественный состав веществ и количественные соотношения (масс и объёмов) между реагирующими веществами; вывод хим. формул и установление уравнений хим. реакций. С. основана на (см.), (см.), кратных (см.), постоянства… … Большая политехническая энциклопедия
Стехиометрия — Для улучшения этой статьи желательно?: Найти и оформить в виде сносок ссылки на авторитетные источники, подтверждающие написанное. Дополнить статью (статья слишком короткая либо содержит лишь словарное определение). Стехиометрия (от др. греч … Википедия
Стехиометрия — [stoichiometry] в химии учение о количественном соотношении между массами (объемами) реагирующий веществ (простых и сложных). Стехиометрия используется при выводе химических формул, составлении уравнений химических реакций, расчетах в химическом… … Энциклопедический словарь по металлургии
Между атомами элементов в составе вещества, а также между исходными, вступающими в реакцию веществами и продуктами этой реакции, существуют строгие стехиометрические соотношения. Эти соотношения подчиняются четырём важнейшим стехиометрическим* законам.
Из закона Авогадро вытекает важное следствие: при одинаковых условиях `1` моль любого газа занимает одинаковый объём. Чаще всего используют так называемые нормальные условия (сокращённо н. у.), т. е. давление `101325` Па и температуру `273` К (иными словами, давление `1` атм. и температуру `0^@»C»`).
При н. у. `1` моль любого газа занимает объём, равный `22,4` л. Этот объём называется молярным объёмом газа `V_M`.
Для веществ, находящихся в газовой (паровой) фазе, количество вещества можно найти по обеим формулам:
Это соотношение связывает массу и объём газа:
В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а значит, и одинаковое количество газообразных веществ. Объёмы различных газов относятся друг к другу, как их количества:
Отношение масс равных объёмов газов равно отношению их молярных масс:
Отношение массы определённого объёма одного газа к массе такого же объёма другого газа называется плотностью первого газа по второму:
Зная плотность неизвестного газа по известному газу, можно найти молярную массу:
получаем часто используемые формулы:
Знание стехиометрических законов позволяет решать задачи с использованием уравнений химических процессов. Рассмотрим некоторые из них.
Смесь карбоната кальция и карбоната магния массой `46,8` г подвергли термическому разложению. При этом выделилось `11,2` л (н. у.) углекислого газа. Найти массовую долю карбоната кальция в исходной смеси.
Записываем реакции термического разложения каждого из компонентов:
Выразим массы обеих солей: `m=nu*M`
Находим общее количество вещества, выделившегося в обеих реакциях `»CO»_2`:
Составляем систему уравнений:
То есть `nu^’ («CO»_2)=0,3` моль, `ν(«CaCO»_3)=0,3` моль;
При термическом разложении `12,6` г карбоната двухвалентного металла выделилось `3,36` л углекислого газа. Определите формулу карбоната.
Данной молярной массе соответствует металл магний `»Mg»`.
Следовательно, формула карбоната – `»MgCO»_3`.
При сгорании органического вещества массой `26,4` г образовалось `33,6` л (н. у.) углекислого газа и `32,4` г воды. Пары этого вещества в `2` раза тяжелее пропана. При окислении этого вещества сернокислым раствором дихромата калия образуется альдегид. Найдите молекулярную формулу органического вещества и напишите структурные формулы трёх возможных изомеров.
Запишем формулу органического вещества как `»C»_x»H»_y»O»_z` и составим уравнение реакции его сгорания:
Используя значение относительной плотности паров вещества по пропану, находим значение молярной массы вещества:
Находим количества вещества углерода и водорода в соединении через количества вещества углекислого газа и воды:
Определяем, имеется ли в данном веществе кислород:
Находим соотношения количеств веществ в соединении:
Чтобы получить целочисленные значения, разделим каждое из них на наименьшее из них:
тогда `5 : 12 : 1` следовательно, формула соединения `»C»_5″H»_12″O»`.
Рассчитываем молярную массу соединения и убеждаемся в том, что она совпадает с вычисленной по относительной плотности паров вещества по пропану:
Возможны написания формул других изомеров, например, структурных.
Для решения некоторых задач требуется введение нескольких неизвестных и составление системы уравнений. Обычно это требуется в тех случаях, когда числовые данные касаются компонентов одной и той же смеси, либо раствора, либо одних и тех же уравнений реакции. В таких задачах через `х` и `y` можно обозначать массы либо количества веществ, для газовых смесей – объёмы. Но следует помнить, что если компоненты смеси вступают в химические реакции, то через переменные следует обозначать именно количества вещества. Если и исходные компоненты смеси, и продукты представляют собой газы, то через переменные можно выражать их объёмы, но объёмы непременно должны быть приведены к одинаковым условиям.
Смесь пропена и бутена-`2` объёмом `200` мл смешали с порцией кислорода объёмом `1` л и взорвали. После конденсации воды и приведения смеси к сходным условиям её объём составил `675` мл. Вычислите объёмные доли углеводородов в исходной смеси и её плотность по азоту. Определите объёмные доли компонентов в газовой смеси после реакции.
Запишем уравнения реакций сгорания каждого из газов и выразим через переменные `x` и `y` объёмы газов:
При этом `V_(«изб»)(«O»_2)=V_(«ост»)(«O»_2)`.
`V_(«изб»)(«O»_2)=1` л `– 4,5x – 6y`
`V_(«ост»)(«O»_2)=0,675` л `– 3x – 4y`
`1` л `– 4,5x – 6y = 0,675` л `– 3x – 4y`
Упрощаем: `1,5x + 2y = 0,325`
Находим, `x = 0,15; y = 0,05`.
То есть, `V(«C»_3″H»_6)=0,15` л; `V(«C»_4″H»_8)=0,05` л.
Таким образом, состав исходной смеси:
Рассчитаем плотность исходной газовой смеси по азоту:
`D_(«N»_2)`(исх.смеси)`=(m_(«смеси»))/(m_(N_2))`, если `V` (смеси) `= V(«N»_2)`.
`m` (исх.смеси)`=0,2813+0,1250=0,4063` г
Найдём массу азота такого же объёма (`0,2` л):
Определяем состав газовой смеси после реакции:
`V_(«ост»)(«O»_2)=0,675` л `-0,65` л `=0,025`л
1) состав исходной смеси: `varphi(«C»_3″H»_6)=0,75`; `varphi(«C»_4″H»_8)=0,25`;
2) `D_(N_2)` (исх.смеси)`=1,12`;
3) состав газовой смеси после реакции: `varphi(«CO»_2)=0,963`; `varphi(«O»_2)=0,037`.
Смесь серы и фосфора сожгли в избытке кислорода, и продукты сгорания растворили в `100` г воды. На полную нейтрализацию полученного раствора пошло `97,9` мл раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи `40%` и плотностью `1,43` г/мл. Определите массовые доли серы и фосфора в исходной смеси, если известно, что массовая доля воды в растворе после нейтрализации составила `70%`.
1) Рассчитаем массу раствора и количество вещества гидроксида натрия, обозначим за `x` и `y` количества вещества серы и фосфора, и запишем уравнения происходящих процессов с указанием количеств реагирующих и образующихся веществ:
`m(`р-ра `»NaOH»)=97,9*1,43=140` г
`x` моль
`x` моль
`»S»` ` +`
`»O»_2->`
`»SO»_2`
`y` моль
`0,5y` моль
`4″P»` `+`
`5″O»_2->`
`2″P»_2″O»_5`
(2)
`x` моль
`x` моль
`x` моль
`»SO»_2` `+`
`»H»_2″O»->`
`»H»_2″SO»_3`
(3)
`0,5y` моль
`1,5y` моль
`y` моль
`»P»_2″O»_5` `+`
`3″H»_2″O»->`
`2″H»_3″PO»_4`
(4)
`x` моль
`2x` моль
`x` моль
`»H»_2″SO»_3` `+`
`2″NaOH»->»Na»_2″SO»_3` `+`
`2″H»_2″O»`
(5)
`y` моль
`3y` моль
`3y` моль
`»H»_3″PO»_4` `+`
`3″NaOH»->»Na»_3″PO»_4` `+`
`3″H»_2″O»`
(6)
2) Выразим через `x` и `y` массу конечного раствора и массу воды в нём. Составим систему уравнений и найдём `x` и `y`:
`m` (воды в конечном растворе) `=100–m` (воды, израсходованной в реакциях 3 и 4) `+m` (воды в растворе щёлочи) `+ m` (воды, выделившейся в реакциях `5` и `6`) `=`
`m` (воды в конечном растворе) `= ω*m` (конечного раствора)
Второе уравнение составляем на количество вещества прореагировавшей щёлочи:
Решаем систему уравнений и получаем: `x=0,25`; `y=0,3`.
Находим массы и массовые доли веществ в исходной смеси:
Блестящие успехи количественных методов исследования вещества, сделавшие возможной химическую революцию, уже в начале XIX века привели к новому фундаментальному изменению в естествознании вообще и в химии в частности. За открытым Лавуазье законом сохранения массы последовал целый ряд новых количественных закономерностей – стехиометрические законы.
Первым стехиометрическим законом стал закон эквивалентов, который сформулировал немецкий химик Иеремия Вениамин Рихтер в результате проведённых им в 1791-1798 гг. опытов по изучению количеств вещества в реакциях нейтрализации и обмена, обобщённых в работе «Начальные основания стехиометрии или искусства измерения химических элементов». Первоначальная формулировка закона эквивалентов (термин «эквивалент» ввёл в 1767 г. Г. Кавендиш) была следующей: «Если одно и то же количество какой-либо кислоты нейтрализуется различными количествами двух оснований, то эти количества эквивалентны и нейтрализуются одинаковым количеством любой другой кислоты».
Открытый Рихтером закон подтвердил убеждения многих химиков в том, что химические соединения взаимодействуют не в произвольных, а в строго определённых количественных соотношениях. Однако за этим последовала длительная дискуссия о том, присуща ли такая определённость всем без исключения химическим процессам. Основным предметом дискуссии стал вопрос о том, является ли постоянным соотношение элементов в соединении, состоящем из двух или более элементов, или же состав зависит от способа получения вещества. Клод Луи Бертолле, предложивший в 1803 г. теорию химического сродства, обусловленного силами притяжения и зависящего от плотности вещества и его количества, отстаивал предположение о том, что элементный состав вещества может изменяться в некоторых пределах в зависимости от условий, в которых оно было получено (термин избирательное сродство ввёл в 17 70-е гг. Торберн Улаф Бергман для объяснения реакционной способности веществ).
Противоположных взглядов придерживался французский химик Жозеф Луи Пруст. С помощью тщательных анализов в 1799-1806 гг. он установил, что отношение количеств элементов в составе соединения всегда постоянно. Выводы Бертолле, как показал Пруст, были ошибочны из-за неточности анализов и недостаточной чистоты исходных веществ. Дискуссия двух учёных, продолжавшаяся с 1801 по 1808 г., завершилась блестящей победой Пруста. Закон постоянства состава (постоянных отношений) в итоге не просто был признан большинством химиков, но стал одним из главных химических законов. Тем не менее вопрос о причинах постоянства состава оставался открытым, поскольку из чисто аналитической концепции химического элемента это никоим образом не следует. Разрешить существующие сомнения могло лишь предположение о дискретности материи, однако атомистические взгляды по-прежнему не имели прямых экспериментальных доказательств.
Атомистическая теория Дальтона
Экспериментальное подтверждение атомной гипотезы нашёл английский химик Джон Дальтон. В начале XIX века Дальтон открыл несколько новых эмпирических закономерностей: закон парциальных давлений (закон Дальтона), закон растворимости газов в жидкостях (закон Генри-Дальтона) и, наконец, закон кратных отношений.
Объяснить эти закономерности (прежде всего закон кратных отношений), не прибегая к предположению о дискретности материи, невозможно. Основываясь на законе кратных отношений, открытом в 1803 г., и законе постоянства состава, Дальтон разработал свою атомно-молекулярную теорию, изложенную в вышедшем в 1808 г. труде «Новая система химической философии».
Основные положения теории Дальтона состояли в следующем:
1. Все вещества состоят из большого числа атомов (простых или сложных).
2. Атомы одного вещества полностью тождественны. Простые атомы абсолютно неизменны и неделимы.
3. Атомы различных элементов способны соединяться между собой в определённых соотношениях.
4. Важнейшим свойством атомов является атомный вес.
Уже в 1803 г. в лабораторном журнале Дальтона появилась первая таблица относительных атомных весов некоторых элементов и соединений; в качестве точки отсчёта Дальтон выбрал атомный вес водорода, принятый равным единице. Для обозначения атомов элементов Дальтон использовал символы в виде окружностей с различными фигурами внутри. Впоследствии Дальтон неоднократно корректировал атомные веса элементов, однако для большинства элементов им приводились неверные значения атомных весов.
Таблица Дальтона стала первым шагом на долгом пути, который предстояло пройти химии для того, чтобы величины атомных масс приняли привычные для нас значения. Разрешение проблемы определения атомных весов, потребовавшее усилий многих выдающихся учёных, заняло более пятидесяти лет! И даже после того, как проблема была в основном решена, точное определение атомным масс оставалось настолько важной задачей, что в 1914 г. американский учёный Теодор Ричардс был удостоен Нобелевской премии за уточнение атомных масс некоторых элементов.
Проблема определения атомных масс
Главное затруднение при определении атомной массы состоит в том, что необходимо установить число атомов каждого элемента, входящее в состав соединения. Дальтон был вынужден сделать допущение о том, что атомы разных элементов при образовании сложных атомов соединяются по «принципу максимальной простоты». Суть принципа заключается в следующем: если имеется лишь одно бинарное соединение двух элементов, то его молекула (сложный атом) образована одним атомом одного элемента и одним атомом другого (сложный атом является двойным в терминологии Дальтона). Тройные и более сложные атомы образуются лишь в том случае, когда имеются несколько соединений, образованных двумя элементами. Отсюда Дальтон предполагал, что молекула воды состоит из одного атома кислорода и одного атома водорода. Результатом являлось заниженное значение атомного веса кислорода, что вело, в свою очередь, к неправильному определению атомных весов металлов на основании состава оксидов. Принцип наибольшей простоты (подкреплённый авторитетом Дальтона как создателя атомно-молекулярной теории) сыграл в дальнейшем определённую негативную роль при решении проблемы атомных весов. Однако в целом атомистическая теория Дальтона составила основу всего дальнейшего развития естествознания.
Решению проблемы атомных весов способствовало открытие ещё целого ряда стехиометрических законов.
Закон объёмных отношений (закон соединения газов) открыл французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак. В 1808 г. он показал, что газы всегда соединяются в простых объёмных соотношениях.
Амедео Авогадро ди Кваренья выдвинул в 1811 г. предположение, получившее название гипотезы (закона) Авогадро: «Равные объёмы газов при одинаковых давлении и температуре содержат одинаковое число молекул, так что плотность газов служит мерой массы их молекул и отношение объёмов при соединении суть не что иное, как отношение между числом молекул, соединяющихся между собой при образовании сложной молекулы». При выводе своего закона Авогадро использовал закон Гей-Люссака и результаты исследования электролиза воды, которое провели в 1800 г. два английских химика – Уильям Николсон и Энтони Карлайл. Николсон и Карлайл обнаружили, что объёмы выделяющихся при электролизе водорода и кислорода относятся как 2:1. Следствием из гипотезы Авогадро являлось предположение о том, что газообразные водород, кислород, азот и хлор состоят из двухатомных молекул; однако этот вывод вызвал резкие возражения. Предположение о том, что корпускулы элементарных субстанций являются сложными, казалось химикам противоречащим здравому смыслу. Молекулярная гипотеза Авогадро не была принята большинством физиков и химиков 1-й половины XIX в., которые не смогли отчётливо понять различия между атомом и молекулой. Тем не менее, в середине XIX века метод определения молекулярных масс по плотности паров получил широкое распространение.
Изучив составленные Дальтоном таблицы атомных весов, английский химик Уильям Праут высказал в 1815-1816 гг. предположение о том, что атомные веса всех элементов должны быть целочисленны и кратны атомному весу водорода. Причина этого, по мнению Праута, состоит в том, что именно водород – основа всех остальных элементов (протил, своего рода аналог первичной материи античных философов). Впрочем, эта точка зрения, известная как гипотеза Праута, хотя и произвела значительное впечатление на современников, не получила широкого признания вследствие явных противоречий с опытными данными.
Закон удельных теплоёмкостей открыли в 1819 г. французские учёные Пьер Луи Дюлонг и Алексис Терез Пти. Дюлонг и Пти показали, что удельная теплоёмкость твёрдых элементов (точнее говоря, простых веществ в твёрдом состоянии) обратно пропорциональна атомному весу; метод Дюлонга-Пти, позволял, таким образом, определять атомные веса некоторых элементов.
Немецкий химик Эйльгард Мичерлих в 1819 г. нашёл, что соединения, образованные одинаковым количеством атомов, обладают одинаковой кристаллической формой и способны образовывать смешанные кристаллы. Закон изоморфизма Мичерлиха позволил экспериментаторам делать выводы о числе атомов, образующих молекулу соединения и, следовательно, определять атомные массы элементов.
Огромный вклад в развитие химической атомистики и в решение проблемы атомных весов внёс шведский химик Йёнс Якоб Берцелиус. С 1807 г. он занялся систематическим изучением элементного состава соединений, представив огромное количество доказательств в пользу закона постоянства состава. В 1814 г. Берцелиус опубликовал первую таблицу атомных весов, в которой были приведены атомные веса 41 элемента (для составления таблицы Берцелиусу потребовалось определить состав почти 2 000 соединений!). В основу своей шкалы атомных весов Берцелиус положил атомный вес кислорода, принятый равным 100. Для определения атомных весов Берцелиус также был вынужден сделать ряд допущений (в частности, сильные основания должны были иметь состав RO2), в результате чего атомные веса ряда элементов были определены неверно.
В 1814 г. Берцелиус подробно изложил также систему химических знаков, основанную на обозначении элементов одной или двумя буквами латинского названия элемента; число атомов элемента предлагалось указывать надстрочными цифровыми индексами (принятое в настоящее время указание числа атомов подстрочными цифрами предложил в 1834 г. Юстус Либих). Система химических знаков Берцелиуса, альтернативная крайне неудобной системе Дальтона, получила всеобщее признание и сохранилась до настоящего времени.
В дальнейшем Берцелиус продолжал работы по уточнению и исправлению атомных весов элементов, используя для этой цели законы Мичерлиха, Гей-Люссака, Дюлонга и Пти (не воспользовавшись, однако, гипотезой Авогадро; Берцелиус считал, что в равных объёмах газов содержится одинаковое число атомов.). Новые, всё более точные таблицы атомных весов Берцелиуса выходят в 1818 и 1826 годах. В последней таблице значительные ошибки имеют место лишь для атомных весов некоторых металлов.
