Стехиометрический закон постоянства состава

Блог

Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3 : 1 : 2.

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 химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции

При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.

В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

Закон Авогадро : В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

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.

Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

№4. Какова молярная масса газа, если 1 л его при н.у. имеет массу 3,17 г?

№6. Плотность газовой смеси, состоящей из СО и СО2, по воздуху составляет 1,214. Определить состав в мольных (объёмных) долях.

4. Закон объёмных отношений : При неизменных температуре и давлении объёмы, вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу, а также к объёмам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа. (Ж.Гей-Люссак, 1805 г)

  • Закон строго применим только к соединениям с молекулярной структурой (Дальтонидам). Соединения с немолекулярной структурой (Бертоллиды) часто имеют переменный состав.
  • Обратное утверждение, что определённому составу отвечает определённое соединение, неверно. Так, диметиловый эфир и этиловый спирт имеют одинаковый количественный и качественный состав, но это разные вещества.

D – показывает во сколько раз один газ тяжелее или легче другого и является безразмерной величиной.

Это отношение называется относительной плотностью одного газа по другому (3)

3. Закон Авогадро : в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. (1811 г)

2. Закон постоянства состава вещества : всякое чистое вещество, независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав. (Ж.Пруст, 1801 г)

№1. Какое число молекул содержится в 1 м 3 хлора при н.у.?

№3. В каких объёмах азота и воды при н.у. содержится 3,01 ∙ 10 24 молекул?

(Закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон Авогадро)

Мэкв(основания) = Моснования/кислотность основания;

Очевидно, что если fэкв. = z = 1, то эквивалент совпадает с реально существующей молекулой или формульной единицей вещества немолекулярного строения. Например, в ионообменных реакциях для веществ: HF, HCl, HBr, HI, LiOH, NaOH, KOH.

Основные стехиометрические законы

  1. одному иону Н + или ОН — в данной кислотно-основной реакции;
  2. одному электрону в данной ОВР (окислительно-восстановительной реакции);
  3. одной единице заряда в данной реакции обмена,
  4. количеству монодентатных лигандов, участвующих в реакции образования комплекса.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ: Вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Величина Мэкв определяется или экспериментально, или, чаще всего, исходя из химической формулы вещества и его принадлежности к тому или иному классу химических соединений (мы будем рассматривать только неорганические соединения)

Мэкв(соли) = Мсоли/(число атомов металла·валентность металла).

Эквивалентные массы веществ используют для количественных расчетов при химических взаимодействиях между веществами. Огромным преимуществом при этом является то, что для этого не нужно использовать уравнение химической реакции (которое во многих случаях написать затруднительно), нужно только знать, что данные химические вещества взаимодействуют между собой или вещество является продуктом химической реакции.

Молярный объем эквивалента газа – объем одного моля эквивалентов газа при нормальных условиях (н.у.)

Химическое количество эквивалентов вещества – количество молярных масс эквивалентов вещества (nэкв.) равно массе вещества (m) деленной на молярную массу эквивалентов этого вещества (Mэкв) или объему газа (V) деленному на молярный объем эквивалентов газа (Vэкв.): nэкв. = m/Mэкв. = V/Vэкв. (моль.экв.).

Мэкв(оксида) = Моксида/(число атомов кислорода·2);

Мэкв(кислоты) = Мкислоты/основность кислоты;

Можно отметить, что в большинстве случаев кислотность основания равна числу гидроксильных групп в формуле основания, а основность кислоты равна числу атомов водорода в формуле кислоты.

– D2О (молекула содержит изотоп дейтерий с атомной массой 2 – ); массовый состав:m(H) : m(O) = 1 : 4;

Так, область гомогенности (от греч. ὁμός – равный, одинаковый; γένω – рождать; homogenes – однородный) Va2Ta составляет 31–37 ат.% Ta, NaCl – 50,00–50,05 ат.% Na и т. д. В этих случаях стехиометрический состав находится внутри области гомогенности; такие соединения называются стехиометрическими (или дальтонидами в честь Дж. Дальтона, или двусторонними фазами).

2. Закону постоянства состава подчиняются лишь вещества с молекулярной структурой.

Под химически чистым веществом подразумевается вещество, в котором химическим путем нельзя обнаружить примеси.

каждое химически чистое вещество (соединение) независимо от способа его получения и местонахождения обладает определенным элементным составом.

Пусть мы имеем 10 –7 моль подобного вещества в виде очень маленького монокристалла. Значит ли это, что в таком кристалле SiC (масса его всего 4 мкг) находится точно по 10 –7 моль атомов кремния и углерода? Или в кристаллеV2Ta на 210 –7 моль атомов ванадия приходится точно 110 –7 моль атомов тантала? Чтобы ответить на этот вопрос, вспомним, что 10 –7 моль – это около 6·10 16 атомов! Очевидно, что в зависимости от условий получения подобных веществ, они будут содержать избыток того или другого элемента. Это отклонение от стехиометрии может быть существенным, как в случае соединения V2Ta, в котором содержание тантала может меняться от 31 до 37 ат.% Ta (стехиометрический состав 33 1/3 ат.% Ta). Отклонение может быть так мало, что не устанавливается современными средствами измерений и практически не сказывается на свойствах, с ним надо считаться только в теоретическом плане, как в случае SiC.

– Т2О (молекула содержит изотоп тритий с атомной массой 3 – ); массовый состав:m(H) : m(O) = 3 : 8.

Ионные кристаллы (например, хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, оксиды железа). Очевидно, все вышесказанное относится и к таким веществам – в зависимости от условий получения для них также наблюдаются отклонения от стехиометрии. Например, кристалл хлорида натрия, нагретый в парах металлического натрия, поглощает последний так, что ν(Na + )/ν(Cl – ) становится больше 1, при этом кристалл синеет и становится электронным полупроводником; его плотность уменьшается.

В 1806 г. Пруст писал: «Соединение есть привилегированный продукт, которому природа дала постоянный состав. Природа, даже через посредство людей, никогда не производит соединения иначе, как с весами в руках – по весу и мере. От одного полюса к другому соединения имеют тождественный состав. Их внешний вид может различаться в зависимости от способа их сложения, но их свойства никогда не бывают различными. Никакой разницы мы не видим между окисью железа южного полушария и северного; японская киноварь имеет тот же состав, как испанская киноварь; хлористое серебро совершенно тождественно, происходит ли оно из Перу или из Сибири; во всем свете имеется только один хлористый натрий, одна селитра, одна сернокальциевая соль, одна сернобариевая соль. Анализ подтверждает эти факты на каждом шагу». (указать источник)

Закон постоянства состава появился в результате длительного спора (1801–1808 гг.) французских химиков Ж. Л. Пруста, считавшего, что отношения между элементами, образующими соединения, должны быть постоянными, и К. Л. Бертолле, который считал, что состав химических соединений является переменным. С помощью тщательных анализов в 1799–1806 гг. Пруст установил, что отношение количеств элементов в составе соединения всегда постоянно. Он доказал, что Бертолле сделал свои выводы о различном составе одних и тех же веществ, анализируя смеси, а не индивидуальные вещества.

Таким образом, массовый состав молекул разный, тогда как атомный состав один и тот же – n(Н) : n(О) = 2 : 1.

1. Постоянен лишь атомный состав вещества, т. е. отношение числа атомов элементов (массовый состав – отношение масс элементов – не является постоянным). Это объясняется существованием изотопов (от греч. ισος– равный, одинаковый и τόπος– место) – ядер атомов, содержащих одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, и поэтому имеющих разную атомную массу.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.

В этой формулировке закона, как и в приведенной выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения.

Стехиометрический закон постоянства состава

Следовательно, формула сероводорода Н 2 S

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г

Определим массовые отношения этих элементов в формуле H 2 SO 4

Используя ПСХЭ найдём относительные атомные массы химических элементов:

Чтобы получить сульфид железа(II), мы смешивали железо и серу в соотношении 7:4. Посмотрите видео-эксперимент. Если смешать их в другой пропорции, например 10:4, то химическая реакция произойдет, но 3 г железа в реакцию не вступит. Почему наблюдается такая закономерность? Известно, что в сульфиде железа(II) на каждый один атом железа приходится один атом серы (демонстрация кристаллической решетки, рис.). Следовательно, для реакции нужно брать вещества в таких массовых соотношениях, чтобы сохранялось соотношение атомов железа и серы (1:1). Поскольку численные значения атомных масс Fe, S и их относительных атомных масс Ar(Fe), Ar(S) совпадают, можно записать:Ar(Fe):Ar(S) = 56:32 = 7:4.

В каких массовых отношениях соединяются химические элементы в серной кислоте, химическая формула которой H2SO4?

Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые — бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н2О, НCl, ССl4, СO2. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.

Водород соединяется с серой в массовых отношениях 1 : 16. Используя данные об относительных атомных массах этих элементов, выведите химическую формулу сероводорода.

Обозначим количество атомов меди в формуле — х, серы — у, а кислорода — z: Cu x S y O z

m(Cu) : m(S) : m(O) = хAr(Cu) : уAr(S) : zAr(O) = x64 : y32 : z16 = (1*64) : (1*32) : (4*16) = 64:32:64 = 2:1:2

Стехиометрия Атомистическая теория Дальтона Дискуссия о законе постоянства состава

28 Тогда окись мурия (хлористый водород) с водой должна образовывать муриевую (соляную) кислоту. Но если нагреть последнюю в смеси с пиролюзитом (двуокисью марганца), получается желто-зеленый газ. В результате этой реакции пиролюзит, содержащий кислород, превращается в хлорид марганца. Следовательно, муриевая кислота окислилась, а этот желто-зеленый газ представляет собой высшую окись мурия. Окисленная муриевая кислота (так Бертолле назвал хлор) будет содержать кислород, но это еще требовало доказательств.

13 В качестве доказательства своей гипотезы Дж. Дальтон приводил результаты эксперимента по взаимодействию азота и кислорода: соединение одного объёма кислорода с одним объёмом азота даёт два объёма окиси азота. Поскольку оба газа считались в то время одноатомными, то было очевидно, что два объёма окиси азота не могут содержать больше частиц, чем один объём азота или кислорода. Следовательно, атомы окиси азота должны иметь больший объём тепло родной оболочки, чем атомы азота или атомы кислорода по отдельности. Образование окиси азота (селитренного газа) по Дж. Дальтону

18 Установление факта целочисленности соотношений элементов в соединениях подтверждало мысль о том, что в её основе лежит целостность, химическая неделимость соответствующих микрочастиц вещества. Будучи химически неделимы, они соединяются так, что на один атом одного элемента приходится один, два и т.д. (но не дробное число) атомов другого элемента. Концепция химической реакции, как взаимодействия между дискретными частицами объясняла и факт существования определённых массовых соотношений реагентов и продуктов химической реакции (стехиометрические закономерности). Поскольку необходимость определённого соотношения мельчайших частиц вещества в реакции означала, что такое же соотношение должно иметь место и в большом объёме этого вещества, построенного из мельчайших частиц. Из этого следовала возможность перенести все весовые пропорции, установленные для макровеличин на микровеличины. Это позволило Дальтону приступить к вычислению относительных атомных весов элементов, принимая за единицу атомный вес водорода.

39 В 1798 году великий французский ученый наблюдал образование соды на озере Биркет-эль-Карун, расположенном в Ливийской пустыне на севере Африки. Он обратил внимание, что некоторые кристаллики выглядели более прозрачными и содержали больше воды (это отчетливо показывал анализ), а другие были непрозрачными и походили скорее на тертый мел. Такие кристаллы почти не содержали воды.

23 Важное методологическое значение для утверждения химической атомистики Дж. Дальтона имела проходившая в течение нескольких лет параллельно с его работами полемика двух французских ученых К.Л. Бертолле и Ж.Л. Пруста о постоянстве состава химических веществ. Ж.Л. Пруст поддерживал предположение о том, что процентный состав химического соединения независимо от его происхождения всегда неизменен. К.Л. Бертолле полагал, что в известных пределах элементы должны соединяться в любых пропорциях в зависимости от преобладания в реакционной смеси того или иного элемента. Он признавал, что некоторые соединения имеют постоянный состав, но это следствие нерастворимости соединений или их особенной способности к кристаллизации. БЕРТОЛЛЕ (Berthollet), Клод Луи 1748 –1822

35 Лишь через десять лет после открытия хлора было найдено одно из важнейших его применений, но в течение еще тридцати лет его продолжали считать «окисленной муриевой кислотой», пока наконец Дэви не доказал, что это элемент, и назвал его хлором. Гемфри Дэви (1778 – 1829)

3 Широкое использование количественных методов в химии второй половины XVIII века привело к появлению работ, направленных на изучение измеримых свойств веществ. В это время были проведены важные исследования по определению количественных соотношений веществ, вступающих в химические реакции. В середине 1770-х годов шведский ученый Т.У. Бергман и английский химик Р. Кирван, основываясь на известном ещё в средние века факте, что для нейтрализации определённого количества основания необходимо строго определённое количество кислоты, установили веса разных кислот, требующиеся для нейтрализации одинакового количества основания. Бергман, Торберн Улаф 1735 –1784 шведский химик и минералог

49 В 1805 году французский ученый Ж.Л. Гей-Люссак (совместно с немецким естествоиспытателем Александром фон Гумбольдтом) показал, что при образовании воды из кислорода и водорода, независимо от преобладания того или другого газа, один объём кислорода всегда соединяется с двумя объёмами водорода (соотношение 1:2). Изучив затем объёмные соотношения газов в реакциях образования закиси азота, аммиака, оксидов серы и др., Гей-Люссак установил, что объёмы соединяющихся газов и продуктов реакции соотносятся как целые числа. Это обобщение получило название второго закона Гей-Люссака. Гей-Люссак, Жозеф Луи

6 Иначе говоря, в реакциях нейтрализации соблюдалось правило эквивалентных весов. На основании полученных данных И.В. Рихтер составил таблицы различных оснований, необходимых для нейтрализации 1000 частей данной кислоты, и весов различных кислот, необходимых для нейтрализации 1000 частей данного основания. Эти таблицы были систематизированы и опубликованы в 1802 году Г.Э. Фишером. Фрагмент таблицы Г.Э. Фишера (в скобках даны современные значения, полученные с использованием величин молярных масс компонентов реакции. Например, для образования CaOSO 3 56 х 1000/80 = 700) Данные таблицы давали возможность рассчитать состав солей, которые ещё не были разложены. Эти расчеты И.В. Рихтер назвал стехиометрией (измерением стихий).

47 Для вывода числа атомов в соединениях Й.Я. Берцелиус использовал аналогии. Например, аналогия кислорода и серы позволяла ему изучать соединения серы в тех случаях, когда в ряду кислородных соединений отсутствовали какие-либо представители. 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 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 RO 2 ), в результате чего атомные веса ряда элементов были определены неверно. Символы Берцелиуса для элементов и их соединений

29 Экспериментируя, Бертолле получил газ с острым удушливым запахом. Он налил воду в сосуд, где был собран газ, и сильно взболтал ее. Поглотив газ, вода приобрела бледно-желтый цвет. Дав раствору отстояться в течение нескольких дней, Бертолле обратил внимание на то, что над жидкостью выделился газ, а раствор стал бесцветным. Он исследовал газ и установил, что это был кислород. Результаты опыта воодушевили молодого ученого, и он, занявшись определением, в каких весовых количествах соединяются муриевая кислота с кислородом при образовании хлора, нашел, что 87 весовых частей муриевой кислоты присоединяют 13 весовых частей кислорода. Cl 2 + 2H 2 O HClO + H 3 O + + Cl —

48 В 1814 г. Берцелиус предложил также систему химических знаков (подробно изложенную в 1818 г.), основанную на обозначении элементов одной или двумя буквами латинского названия элемента; число атомов элемента предлагалось указывать надстрочными цифровыми индексами (использовать подстрочные индексы предложил в 1834 г. Ю. Либих). Система химических знаков Берцелиуса, альтернативная крайне неудобной системе Дальтона, получила всеобщее признание и сохранилась до настоящего времени.