Стехиометрические законы

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.

1. Закон сохранения массы веществ сформулирован М.В. Ломоносовым (1748 г): Общая масса веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна суммарной массе веществ, которые образуются в результате реакции.

Французский химик Лавуазье в 1789 г. подтвердил этот закон и сделал вывод: масса каждого атома, который участвует в реакции, не изменяется в этой реакции, то есть при химических реакциях одни элементы не превращаются в другие.

Однако данный закон справедлив только для изолированной системы. Если же система открытая, то имеет место энергетический эффект (выделение или поглощение теплоты), следовательно, массы исходных веществ и продуктов различаются, что выражается уравнением Эйнштейна:

E = mc²,

где E – изменение энергии; m – изменение массы вещества; c – скорость света в вакууме (310⁸ м/с). Масса может переходить в энергию и наоборот. Тем не менее, для химических превращений, в отличие от ядерных, данные эффекты невелики и изменение массы незначительно.

2. Закон постоянства состава. Сформулирован Прустом в 1799 г: Всякое чистое вещество независимо от способа его получения и местонахождения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, вода может быть продуктом различных химических процессов:

NaOH + HCl  NaCl + H₂O

2H₂ +O₂  2H₂O.

При этом во всех случаях образуются молекулы одной природы, состоящие из двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Закон постоянства состава не носит всеобщего характера. По современным представлениям существуют вещества с молекулярным (в основном жидкие и газообразные) и немолекулярным (в основном твердые) строением. Вещества с немолекулярной структурой состоят из атомов или ионов и называются макротелами. Кроме того, наряду с соединениями постоянного состава (дальтониды), существуют соединения переменного состава (бертоллиды). В связи с этим в современную формулировку закона вносят уточнение: Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения, состав соединений с немолекулярной структурой зависит от условий получения.

3. Закон объемных отношений сформулирован в 1808 г. Гей-Люссаком: Объемы газообразных веществ, вступающих в реакцию, и объемы газообразных продуктов реакции при одинаковых условиях (давление, температура) относятся между собой как простые целые числа.

Например, при взаимодействии азота и водорода с образованием аммиака протекает реакция

N₂ + 3H₂ = 2NH₃.

V (N₂) :V (H₂) V (NH₃) = 1 : 3 : 2.

4. Закон Авогадро сформулирован в 1811 г.: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Экспериментально было установлено, что молекулы простых газов (водорода, кислорода, азота, фтора, хлора и др.) состоят из двух атомов. Наиболее простой пример: в результате реакции водорода с хлором образуется 2 объема хлороводорода, а не один.

H₂ + Cl₂ = 2HCl

Следствия из закона Авогадро:

1) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.

При нормальных условиях (н. у.) (t = 0°С и Р=101325 Па) 6,0210²³ молекул (1 моль) любого газа занимают объем, равный 22.4 л. Этот объем называется молярным объемом газа V_m.

V_m = V/n, V = nV_m,

V_m = M/

V_m измеряется в л/моль;  – плотность измеряется в г/л.

Задание. Определить M_r газа, если при н.у. его плотность равна г/л.

M_r= 28

Задание. Определить молярную массу газа, если 4,2 г газа занимают при н. у. объем 3 л.

2) Массы равных объемов различных газов при одинаковых условиях относятся как относительные молекулярные (или молярные) массы этих газов. Отношение масс газов, находящихся в равных объемах при одинаковых условиях, называется относительной плотностью одного газа по другому D.

D = m₁/m₂ или D = M₁/M₂

Задание. Определить относительную плотность сероводорода по воздуху.

Относительная молекулярная масса воздуха = 29, поэтому относительную плотность газа по воздуху рассчитывают по формуле

D = M(H₂S)/M(воздуха)

Относительная плотность показывает, во сколько раз один газ тяжелей другого.