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, 1748, А. Лавуазье, 1789).
Закон сохранения массы веществ : Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.
|
Модель 1.4. Стехиометрические коэффициенты. |
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
Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.
Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.
Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов , состав которых зависит от способа получения. Такие соединения 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.
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 N 2O, NO, N 2O 3, NO 2, N 2O 5.
Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.
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.
Химический эквивалент
Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак):
При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к
другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие
целые числа.
Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.
Закон Авогадро : В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
- Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
- Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; N A = 6,02∙10 23 моль –1.
Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль –1.
Молярная масса (M)
– масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными
массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в
г∙моль –1.
| 
