Основни стехиометрични закони на химията
Стехиометрията е клон на химията, който се занимава с масови и обемни съотношения между реагентите. Стехиометричните закони формират основата на стехиометрията: запазване на масата на веществата, постоянство на състава, множество съотношения, обемни съотношения, Авогадро. Те потвърдиха атомно-молекулярната теория.
Законът за запазване на масата на веществата. За първи път е изразен от М.В. Ломоносов (1748), а след това експериментално обоснован през 1756 г.:масата на веществата, влизащи в химическа реакция, е равна на масата на веществата, образувани в резултат на реакцията. М.В. Ломоносов разглежда закона за запазване на масата на веществата и закона за запазване на енергията в единство като универсален закон на природата или, използвайки съвременната терминология, като закон за запазване на материята, който може да се формулира по следния начин: в изолирана система сумата от масите и енергията е постоянна стойност. Втората част на този закон гласи, чеåEi = const. Връзката между масата и енергията се изразява чрез закона на Айнщайн:DE = Δmc 2, къдетоDEе промяната в енергията;Dm- промяна в масата на веществото;c- скоростта на светлината във вакуум.
Въз основа на закона за запазване на масата е възможно да се съставят химични уравнения и да се използват за изчисляване. Той е в основата на химичния анализ.
Закон за постоянство на състава. По времето на М.В. Ломоносов, химическите съединения се смятаха за определени, т.е. с постоянен и непроменлив състав. Това е отразено в закона за постоянството на състава, открит през 1801 г. от Пруст:всяко химически чисто съединение, независимо от метода на получаването му, има определен елементен съставНапример амонякът може да се получи по два начина: а)N2 + 3H2 ® 2NH3; b)NH4CI® NH3 + HCI. Независимо от метода на получаване на молекулярната мусъставът е винаги постоянен, т.е. Има 3 водородни атома на азотен атом.
Този закон е напълно изпълнен за газообразни и течни вещества с молекулярна структура. Но много кристални вещества: оксиди, селиниди, нитриди, карбиди, фосфиди и др. изграден не от молекули, а от атоми. За тях е възможно да се установят само най-простите формули, т.е. определете само най-простото съотношение на броя на атомите на елементите във веществата в проценти. Тези съотношения често се оказват вариращи в определени граници в зависимост от условията за получаване на вещества, следователно във формулите им се появяват дробни индекси, напримерTiO0.7,TiO1.9. Такива съединения имат променлив състав, който зависи от условията на получаване (например съставът на титанов оксид(II)- от температурата и налягането на кислорода, използван при неговия синтез).
къдетоm1иm2са масите на първото и второто вещества; и са еквивалентните маси на първото и второто вещество.
Химическият еквивалент е реална или условна частица от вещество, която може да замени, прикрепи, освободи или по някакъв друг начин да бъде еквивалентна на един водороден йон в киселинно-основни или йонообменни реакции или на един електрон в редокс реакции. Например, еквивалентът на калиев хидроксид и солна киселина ще бъде съответноKOHиHCl, сярна киселина -½ H2SO4, фосфорна киселина -⅓ H3PO4, титанов хлорид -¼ TiCl2.
Еквивалентната маса е масата на един еквивалент от вещество; измерено вg/mol. Например, еквивалентната маса наNaOHе40 g/mol.
Законът за множествените съотношения. Този закон се формулира по следния начин:ако два елемента образуват няколко съединения един с друг, тогава една и съща маса на единия от тях има такива маси на другия, които са свързани помежду си като малки цели числа. Например1 gазот в неговите различни оксиди представлява0,57; 1.4; 1,71; 2,28; 2.85 gкислород, което съответства на съотношението1 : 2 : 3 : 4 : 5. Това съотношение се определя от броя на кислородните атоми, който е за всеки два азотни атома в молекулите:
Законът на Авогадро (1811 г.) е формулиран по следния начин:равни обеми различни газове при едни и същи физически условия (температура и налягане) съдържат еднакъв брой молекули.
През 1856 г. Жерар установява последиците от закона на Авогадро.Първа последица:1 молот всеки газ има същия обем при същите физически условия. Този обем може да се изчисли, ако е известна масата1 lна газа. При нормални условия, т.е. при273.15 Kи101325 Pa, масата на1 lводород е0.09 g, моларната маса на молекулния водород е2.0158 g/mol. Тогава обемът, зает от1 molводород ще бъде:2.0158 g/mol:0.09 g/l = 22.4 l/mol. Този обем се нарича моларен обем на газа.
къдетоVm- моларен обем газ;V- обем на веществото на системата;
n- количество вещество в системата.
Пример за запис:Vm газ = 22,4 l mol -1.
Второ следствие: моларната маса на дадено вещество в газообразно състояние е равна на неговатадва пъти по-голяма от плътността на водорода.
M = 2,0158 ∙,
къдетоMе моларната маса на газа; е плътността на газа по отношение на водорода.
Често плътността на газа се определя по отношение на въздуха (Dair).
Въпреки че въздухът е смес от газове, те все още говорят за неговата средна моларна маса. То е равно на29 g/mol.