Глава 2. Cтехиометрия

 

Стехиометрия — раздел химии, занимающийся изучением количественного состава, количественного соотношения химических элементов в веществах и веществ в химических реакциях.

Стехиометрические исследования позволяют установить химическую формулу вещества и составить химическое уравнение реакции. Уравнение химической реакции, как правило, не показывает ее механизма, т.е. реальной последовательности превращений атомов и молекул в химическом процессе, а только отражает закон сохранения массы (точнее, числа атомов элементов).

Основой для стехиометрических расчетов по химическим формулам и уравнениям являются атомная и молекулярная массы. О тносительной атомной массой элемента (атомной массой), А_r, называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12 массы атома изотопа углерода . Аналогично о тносительной молекулярной массой вещества (молекулярной массой), М_r, называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава, включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к 1/12 массы атома изотопа углерода . А_r и М_r – безразмерные величины, которые определяется в атомных единицах массы. Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С. В системе СИ ее значение составляет (1,6605655±0,0000086)∙10^–27 кг.

Наряду с массой в химических расчетах часто используется количество вещества, n. Количество вещества – физическая величина, введенная для количественной оценки структурных элементов вещества. Структурными элементами могут быть атомы, молекулы, ионы, радикалы, электроны и другие частицы или группы частиц. Единицей количества вещества является моль. Моль – количество вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в изотопе углерода-12 (¹²С) массой 0,012 кг (точно). Один моль любого вещества содержит число Авогадро (N_A = 6,022×10²³) структурных единиц вещества.

Молярная масса, М, – масса одного моля вещества. Рассчитывается через массу (m) и количество вещества (n) по формуле: М = m / n. Единицей молярной массы в СИ является кг/моль, но в химии обычно используют г/моль. Молярная масса, М, вещества (в г/моль) численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, М_r (А_r).

Для расчетов количеств участников реакции удобно использовать такое понятие как эквивалент вещества. В этом случае в основе расчетов лежит закон эквивалентов:

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам: n_экв(А) = n_экв(В).

Эквивалент, Э (X), – это реальная или условная частица вещества, (X), которая может присоединять, замещать, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных реакциях; или быть эквивалентна одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях, или – единице заряда в обменных реакциях между солями.

Эквивалент – безразмерная величина, состав которой выражается с помощью химических формул и символов. При определении эквивалента вещества необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Фактор эквивалентности, f _экв(X), – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода, или одному электрону, или единице заряда. Фактор эквивалентности рассчитывается следующим образом: f _экв(X) = 1/ z, где z – эквивалентное число. Эквивалентное число определяется на основании стехиометрии реакции.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента вещества.

В окислительно-восстановительной реакции (2.1)

Zn + 2НCl = ZnCl₂ + Н₂ (2.1)

участвуют два электрона.

Zn + 2Н⁺ + 2 е = Zn²⁺ + Н₂.

Тогда на один электрон приходится

1/2Zn + НCl = 1/2ZnCl₂ + 1/2Н₂,

т.е. одному электрону соответствует 1/2 атома Zn, одна молекула НCl, 1/2 молекулы ZnCl₂ и 1/2 молекулы Н₂.

Отсюда Э (Zn) = 1/2 Zn, f _экв(Zn) = 1/2; Э (НCl) = НCl, f _экв(НCl) = 1; Э (ZnCl₂) = 1/2ZnCl₂, f _экв(Zn Cl₂) = 1/2; Э (Н₂) = 1/2Н₂, f _экв(Н₂) = 1/2.

Для кислотно-основной реакции (2.2)

Н₂SО₄ + 2NaОН = Na₂SО₄ + 2Н₂О (2.2)

на один ион водорода приходится

1/2Н₂SО₄ + NaОН = 1/2Na₂SО₄ + Н₂О.

Поэтому Э (Н₂SО₄) = 1/2Н₂SО₄, f _экв(Н₂SО₄) = 1/2; Э (NaOH) = NaOH, f _экв(NaOH) = 1, Э (Na₂SО₄) = 1/2Na₂SО₄, f _экв(Na₂SО₄) = 1/2; Э (Н₂О) = Н₂О, f _экв(Н₂О) = 1.

В обменной реакции (2.3)

Al₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 2AlCl₃ + 3BaSO₄, (2.3)

происходящей с участием 6 единиц заряда, на одну единицу заряда приходится

1/6Al₂(SO₄)₃ + 1/2BaCl₂ = 1/3AlCl₃ + 1/2BaSO₄.

Следовательно, Э (Al₂(SO₄)₃) = 1/6Al₂(SO₄)₃, f _экв(Al₂(SO₄)₃) = 1/6; Э (AlCl₃) = 1/3AlCl₃, f _экв(AlCl₃) = 1/3; Э (BaCl₂) = ½BaCl₂, f _экв(BaCl₂) = ½; Э (BaSO₄) = ½BaSO₄, f _экв(BaSO₄) = ½.

Молярной массой эквивалента вещества, М (1/ zX), называют массу одного моля эквивалента этого вещества, которая определяется как произведение молярной массы вещества, М (X), на фактор эквивалентности: М (1/ zX) = (1/ z) М (X). Единица измерения – г/моль.

Для рассмотренных реакций М (1/2Zn) = 1/2 М (Zn), М (NaOH) = М (NaOH), М (1/6 Al₂(SO₄)₃) = 1/6 М (Al₂(SO₄)₃).

Смысл введения понятия эквивалент состоит в том, что, по определению, в реакции участвует равное число эквивалентов кислоты и основания, окислителя и восстановителя и т.д. Отсюда следует, что эквиваленты всех веществ реагируют друг с другом в отношении 1:1 без остатка.

Молярный объем, V_n, – объем одного моля вещества (или отношение объема, занимаемого веществом к его количеству). Единицей молярного объема в СИ является м³/моль, но в химии обычно используют л/моль.

Согласно закону Авогадро одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых условиях один и тот же объем. Следовательно, при определенных температуре и давлении 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (273 К и 101,325 кПа) он составляет 22,4 л (V_n = 22,4 л/моль). Молярные объемы твердых и жидких веществ в отличие от газообразных специфичны для каждого вещества.