Стехиометрические законы химии

Раздел химии, в котором рассматриваются количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые или объёмные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией. Расчёты количественных соотношений между элементами в соединениях или между реагирующими веществами называются стехиометрическими расчётами. В их основе лежат стехиометрические законы, такие как закон постоянства состава, закон сохранения массы веществ, закон Авогадро и другие.

Закон постоянства состава утверждает, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения. Следует заметить, что для веществ с молекулярной структурой данный закон выполняется всегда. Однако, для ряда соединений (соединения переменного состава), которые имеют не молекулярную, а атомную структуру, этот закон часто не выполняется.

Согласно закону сохранения массы, установленному М.В. Ломоносовым, масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся после реакции.

Важнейшими количественными параметрами, которые используются в стехиометрических расчётах, являются масса атома (атомная масса) и масса молекулы (молекулярная масса). В связи с неудобством выражения атомных и молекулярных масс в граммах и других единицах измерения, используемых при изучении объектов макромира, в химии и физике была принята шкала относительных атомных масс. В этой шкале единицей измерения является атомная единица массы (а.е.м.). Атомная единица массы представляет собой 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С. В соответствии с этим относительной атомной массой A_r элемента называют отношение массы атома этого элемента к 1/12 массы атома ¹²С. Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой M_r. Так как масса молекулы любого вещества равна сумме масс атомов, образующих эту молекулу, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс.

Строго говоря, для веществ с немолекулярной структурой понятие «молекулярная масса» не вполне логично, поскольку не всегда корректно говорить, например, о молекуле NaCl. В таких случаях термин «молекулярная масса» иногда заменяют понятием «формульная масса». Вместе с тем, термин «молекулярная масса» очень часто применяют и для веществ с немолекулярной структурой, условно предполагая существование соответствующих молекул.

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехиометрические расчёты, является количество вещества. Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Основной единицей измерения количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²C.

Выражая количество вещества в молях, необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Выражение «1 моль водорода» является неточным; более точно следует сказать: «1 моль молекул водорода», или «1 моль атомов водорода», или «1 моль ионов водорода». Использующиеся высказывания типа «1 моль серной кислоты» допустимы, если однозначно подразумеваются структурные единицы: серная кислота – сложное вещество с молекулярной структурой и в данном случае однозначно подразумевается 1 моль молекул серной кислоты.

Из определения понятия «моль» следует, что в 1 моле любого вещества содержится одно и то же число структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Это число называется числом Авогадро (N_a); для практических расчётов его принимают приблизительно равным 6,02·10²³ моль^–1. Умножая число Авогадро N_a на количество вещества n можно рассчитать число молекул N, содержащихся в любом количестве вещества. Для некоторого вещества X число молекул N(X) можно рассчитать по формуле

N(X) = N_a · n(X) . (3.1)

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная молярную массу некоторого вещества X, можно рассчитать количество этого вещества по формуле

, (3.2)

где m(X) – масса вещества X.

Молярная масса имеет размерность г/моль.

Важно понимать, что молярная масса данного вещества численно равна относительной молекулярной массе этого вещества. Однако относительная молекулярная масса M_r характеризует массу микрочастицы – молекулы – и измеряется в атомных единицах массы, в то время как молярная масса M – это характеристика макроскопической величины – массы 1 моля вещества.

Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. С другой стороны, 1 моль любого вещества по определению содержит одинаковое число частиц. Следовательно, 1 моль любого газа в одних и тех же условиях занимает один и тот же объём. По аналогии с понятием молярной массы можно ввести понятие молярного объёма. Молярный объём V_m(X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать количество вещества по формуле

. (3.3)

1 моль любого газообразного вещества при нормальных условиях (температура 0°С и давление 1 атмосфера) занимает объём, равный 22,4 л. Таким образом, при нормальных условиях V_m(газа) = 22,4 л/моль.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет, в случае необходимости, выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль водорода содержит 6,02·10²³ молекул H₂ и имеет массу 2 г (т.к. M(H₂) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10²³ молекул H₂ имеют массу 2 г;

1 молекула H₂ имеет массу x г; x = 3,32·10^–24 г .

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку в любом уравнении химической реакции стехиометрические коэффициенты показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции. Например, уравнение реакции 4 NH₃ + 3 O₂ ® 2 N₂ + 6 H₂O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кислорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды. Таким образом, в любом уравнении химической реакции реагирующие и образующиеся вещества связаны чёткими молярными соотношениями. Это и позволяет проводить расчёты по уравнениям реакций: если известно число моль одного прореагировавшего или образовавшегося вещества, то из уравнения реакции можно получить информацию о количестве любого другого вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате её протекания.

Л Е К Ц И Я 4

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Введение

Одна из наиболее широко распространённых классификаций химических реакций относит большинство реакций к одному из следующих типов:

– реакции соединения (синтеза);

– реакции разложения;

– реакции замещения;

– реакции ионного обмена.

Реакции соединения – это реакции, в которых из двух или нескольких более простых веществ получается одно более сложное вещество:

2 H₂ + O₂ ® 2 H₂O; C₂H₄ + Cl₂ ® C₂H₄Cl₂ .

Реакции разложения представляют собой процессы, в которых из одного более сложного вещества образуется несколько более простых веществ:

(CuOH)₂CO₃ ® 2 CuO + CO₂ + H₂O; 2 Cu(NO₃)₂ ® 2 CuO + 4 NO₂ + O₂ .

Частным случаем реакций разложения можно также считать реакции электролитической диссоциации: Al₂(SO₄)₃ ® 2 Al³⁺ + 3 SO₄^2–.

В реакциях замещения простое вещество взаимодействует с химическим соединением, причём атомы некоторого элемента в химическом соединении замещаются атомами простого вещества:

CuSO₄ + Zn ® ZnSO₄ + Cu; Fe + 2 HCl ® FeCl₂ + H₂;

При протекании реакций ионного обмена катион одного из реагирующих веществ соединяется с анионом другого вещества, в результате чего и образуются продукты реакции: Na₂SO₄ + BaCl₂ ® BaSO₄¯ + 2 HCl .

Все рассмотренные выше реакции можно, в свою очередь, разделить на две большие группы: реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и окислительно-восстановительные реакции, при протекании которых наблюдается изменение степеней окисления. Следует заметить, что одни из реакций соединения и разложения являются окислительно-восстановительными, другие – нет. Реакции ионного обмена не являются окислительно-восстановительными, а реакции замещения, напротив, всегда протекают с изменением степеней окисления элементов (см. приведённые выше примеры).

При дальнейшем рассмотрении данной темы более подробно обсуждаются протекающие в водных растворах реакции ионного обмена и окислительно-восстановительные реакции.

Реакции ионного обмена

Обменные реакции протекают, как правило, при смешивании растворов электролитов; электролитами называют вещества, которые в растворах (а также в расплавах) распадаются на ионы (т.е. диссоциируют). Из ранее рассмотренного материала следует, что электролитами являются кислоты, основания и соли.

Реакция ионного обмена протекает в том случае, если в качестве продукта реакции образуется хотя бы одно из следующих веществ:

– малорастворимое соединение, выпадающее в осадок;

– вещество, удаляющееся из сферы реакции в виде газа;

– слабодиссоциирующий электролит.

Например, протекание реакции взаимодействия между хлоридом натрия и нитратом серебра обусловлено выпадением осадка хлорида серебра. Уравнение этой реакции в молекулярном виде:

NaCl + AgNO₃ ® AgCl¯ + NaNO₃.

Как известно, сильные электролиты находятся в растворах в полностью диссоциированном состоянии. Так как соли являются сильными электролитами, то в растворе хлорида натрия будут содержаться ионы Na⁺ и Cl^–, а в растворе нитрата серебра – Ag⁺ и NO₃^–. При смешивании этих растворов ионы Ag⁺ и Cl^– образуют малорастворимый хлорид серебра и, таким образом, удаляются из сферы реакции в виде осадка AgCl. Второй продукт реакции – NaNO₃ – полностью диссоциирован на ионы, так как является хорошо растворимым в воде сильным электролитом. Рассмотренный пример позволяет сформулировать правило составления ионно-молекулярных уравнений реакций ионного обмена:

при составлении ионно-молекулярного уравнения обменной реакции следует растворимые в воде сильные электролиты записывать в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул.

Na⁺ + Cl^– + Ag⁺ + NO₃^– ® AgCl¯ + Na⁺ + NO₃^–

Полученное уравнение является полным ионно-молекулярным уравнением. После приведения подобных слагаемых (ионы Na⁺ и NO₃^– в левой и правой частях полного ионно-молекулярного уравнения) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

Следует заметить, что сокращённые ионно-молекулярные уравнения выражают более общую информацию, чем молекулярные. Например, уравнение Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯ показывает, что при взаимодействии любой растворимой соли серебра (не обязательно нитрата) с любым растворимым в воде хлоридом (не обязательно хлоридом натрия) будет выпадать осадок хлорида серебра.

Взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия выражается следующим молекулярным уравнением:

2 HCl + Na₂CO₃ ® 2 NaCl + CO₂­+ H₂O.

Чтобы привести это молекулярное уравнение к ионно-молекулярному виду необходимо понимать, что HCl, Na₂CO₃ и образующийся в результате реакции NaCl – сильные электролиты; в растворе они находятся в полностью диссоциированном состоянии, и должны быть записаны, поэтому, в виде ионов. Воду и углекислый газ следует записать в молекулярном виде, т.к. вода – очень слабый электролит, а углекислый газ вообще не является электролитом:

2 H⁺ + 2 Cl^– + 2 Na⁺ + CO₃^2– ® 2 Na⁺ + 2 Cl^– + CO₂­ + H₂O .

После приведения подобных слагаемых (ионы Cl^– и Na⁺) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение 2 H⁺ + CO₃^2– ® CO₂­ + H₂O,

которое показывает, что любая сильная кислота взаимодействует с раствором любого карбоната, и в результате этого взаимодействия выделяется углекислый газ. В данном случае также происходит удаление из сферы реакции двух типов ионов (H⁺ и CO₃^2–) в виде газа и малодиссоциирующего вещества.

Важным случаем реакций ионного обмена являются реакции взаимодействия кислот и щелочей (реакции нейтрализации). Например,

Ba(OH)₂ + 2 HCl ® BaCl₂ + 2 H₂O.

Поскольку вода – слабый электролит, а все остальные вещества, записанные в этом молекулярном уравнении – хорошо растворимые сильные электролиты, то полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения имеют следующий вид:

Ba²⁺ + 2 OH^– + 2 H⁺ + 2 Cl^– ® Ba²⁺ + 2 H₂O + 2 Cl^–; H⁺ + OH^– ® H₂O.

В данном случае ионно-молекулярные уравнения показывают, что любая кислота взаимодействует с любой щёлочью с образованием соли и воды. В результате реакции нейтрализации пара ионов (H⁺ и OH^–) образует малодиссоциирующее вещество и, тем самым, выводится из сферы реакции.

При нейтрализации многоосновной кислоты избытком щёлочи образуется средняя соль (т.е. все атомы водорода в молекуле кислоты заместятся на металл); при недостатке щёлочи образуются кислые соли:

H₃PO₄ + NaOH ® NaH₂PO₄ + H₂O; H₃PO₄ + OH^– ® H₂PO₄^– + H₂O;

H₃PO₄ + 2 NaOH ® Na₂HPO₄ + 2 H₂O; H₃PO₄ + 2 OH^– ® HPO₄^2– + 2 H₂O;

H₃PO₄ + 3 NaOH ® Na₃PO₄ + 3 H₂O; H₃PO₄ + 3 OH^– ® PO₄^3– + 3 H₂O .

При нейтрализации многокислотного основания избытком кислоты образуется средняя соль (т.е. все гидроксогруппы основания замещаются на кислотный остаток); при недостатке кислоты образуются основные соли:

Al(OH)₃ + HCl ® Al(OH)₂Cl + H₂O; Al(OH)₃ + H⁺ ® Al(OH)₂⁺ + H₂O;

Al(OH)₃ + 2 HCl ® AlOHCl₂ + 2 H₂O; Al(OH)₃ + 2 H⁺ ® AlOH²⁺ + 2 H₂O;

Al(OH)₃ + 3 HCl ® Al(OH)₃ + 3 H₂O; Al(OH)₃ + 3 H⁺ ® Al³⁺ + 3 H₂O .

Очевидно, что если на кислую соль подействовать далее избытком основания, то произойдёт дальнейшая нейтрализация с образованием средней соли и воды: NaH₂PO₄ + 2 NaOH ® Na₃PO₄ + 2 H₂O;

H₂PO₄^– + 2 OH^– ® PO₄^3– + 3 H₂O;

3 NaH₂PO₄ + 3 Ba(OH)₂ ® Na₃PO₄ + Ba₃(PO₄)₂¯ + 6 H₂O;

3 H₂PO₄^– + 3 Ba²⁺ + 6 OH^– ® PO₄^3– + Ba₃(PO₄)₂¯ + 6 H₂O.

Аналогично, если на основную соль подействовать избытком кислоты, то произойдёт дальнейшая нейтрализация, и образуется средняя соль и вода:

Al(OH)₂Cl + 2 HCl ® AlCl₃ + 2 H₂O;

3 Al(OH)₂Cl + 3 H₂SO₄ ® AlCl₃ + Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O.

Для обеих последних реакций сокращённое ионно-молекулярное уравнение одно и то же: Al(OH)₂⁺ + 2 H⁺ ® Al³⁺ + 2 H₂O.

Из условия протекания реакций ионного обмена следует, что слабые кислоты могут быть вытеснены из их солей сильными кислотами. Поэтому избыток любой сильной кислоты вытесняет слабую кислоту как из кислой, так и из средней соли: 2 Na₃PO₄ + 3 H₂SO₄ ® 3 Na₂SO₄ + 2 H₃PO₄; PO₄^3– + 3 H⁺ ® H₃PO₄;

2 Al(H₂PO₄)₃ + 3 H₂SO₄ ® Al₂(SO₄)₃ + 6 H₃PO₄; H₂PO₄^– + H⁺ ® H₃PO₄ .

Аналогичным образом, действием избытка щелочи на соли слабых оснований (как средние, так и основные) можно получить соответствующее основание:

Fe₂(SO₄)₃ + 6 NaOH ® 2 Fe(OH)₃¯ + 3 Na₂SO₄; Fe³⁺ + 3 OH^– ® Fe(OH)₃¯;

FeOH(NO₃)₂ + 2 NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 2 NaNO₃; FeOH²⁺ + 2 OH^– ® Fe(OH)₃¯.

Важно понимать, что наличие среди исходных веществ малорастворимого в воде соединения, газообразного вещества или слабого электролита не означает, что реакция невозможна. Реакция ионного обмена не будет протекать лишь в том случае, если продуктами реакции не являются или осадок, или газ, или слабый электролит. Сказанное можно подтвердить следующими примерами.

CaCO₃↓ + 2 HCl ® CaCl₂ + CO₂­ + H₂O

CaCO₃↓ + 2 H⁺ + 2 Cl^– ® Ca²⁺ + 2 Cl^– + CO₂ ­+ H₂O

CaCO₃↓ + 2 H⁺ ® Ca²⁺ + CO₂ ­+ H₂O

H₂S + 2 NaOH ® Na₂S + 2 H₂O

H₂S + 2 Na⁺ + 2 OH^– ® 2 Na⁺ + S^2– + 2 H₂O H₂S + 2 OH^– ® S^2– + 2 H₂O

NH₄OH (слабое основание) + HCl ® NH₄Cl + H₂O

NH₄OH + H⁺ +Cl^– ® NH₄⁺ + Cl^– + H₂O NH₄OH + H⁺ ® NH₄⁺ + H₂O