Stöhhiomeetria, tüübid, seadused ja arvutused
Stöhhiomeetria määratlus
Stöhhiomeetria pärineb kreekakeelsest sõnast stoiceon (element) ja meeter (mõõt) Stöhhiomeetria tähendab elementide mõõtmist, milleks on keemilistes reaktsioonides osalevad aatomid, ioonid, molekulid või ühendid. Stöhhiomeetria on teadus, mis uurib ja arvutab põhiseaduste ja reaktsioonivõrrandite põhjal reaktantide ja saaduste kvantitatiivset suhet keemilistes reaktsioonides (keemilised võrrandid).
Mitmete reaktsioonide stöhhiomeetriat saab hõlpsasti uurida, üks neist on JOB-meetod või pideva varieerimise meetod, mis Mehhanismiks on reaktantide molaarse koguse jälgimine, mis varieerub, kuid kogu molaarsus on sama. Uuritakse selle konkreetseid füüsikalisi omadusi (mass, maht, temperatuur, neeldumine) ning nende muutusi kasutatakse süsteemi stöhhiomeetria ennustamiseks. Reageerivate ainete füüsikaliste omaduste voo graafikult saadakse see maksimaalne punkt või miinimum, mis vastab süsteemi stöhhiomeetrilisele punktile, mis väljendab reaktantide suhet ühend.
Reaktsioonstöhhiomeetria on ühendi elementide massisuhte määramine ühendi moodustumisel. Stöhhiomeetrilistes keemilistes arvutustes on tavaliselt nõutavad keemias põhiseadused. Keemiaseadused on loodusseadused, mis on olulised keemia valdkonnas. Keemias on kõige põhilisem mõiste massi jäävuse seadus, mis ütleb, et tavalise keemilise reaktsiooni käigus ei muutu aine kogus.
Stöhhiomeetria on keemia haru, mis tegeleb kvantitatiivse seosega, mis eksisteerib reaktantide ja keemiliste reaktsioonide saaduste vahel. Reagent on aine, mis osaleb keemilises reaktsioonis, ja toode on aine, mis saadakse keemilise reaktsiooni tulemusena.
Stöhhiomeetria tugineb asjaolule, et elemendid käituvad prognoositaval või ennustataval viisil ja seega ei saa ainet luua ega hävitada. Seega, kui elemendid on ühendatud, tekitavad nad keemilise reaktsiooni, mis on teada ja spetsiifiline Mis juhtub ja reaktsiooni tulemusi saab ennustada elementide ja ka vajaliku koguse põhjal kaasatud. Stöhhiomeetria on keemia taga olev matemaatika.
Selliste stöhhiomeetriliste arvutuste abil saab teada, kuidas teadaoleva kontsentratsiooniga lahuses lahjendatud elemendid ja komponendid reageerivad katsetingimustes. Sõna "stöhhiomeetria" pärineb kreekakeelsetest sõnadest "stöhhiioon", mis tähendab "element" ja ka "metron", mis tähendab "mõõtmist".
Loe ka artikleid, mis võivad olla seotud: Keemilise reaktsiooni määratlus
Stöhhiomeetrilised arvutused
19. sajandi alguses uuriti palju gaaside omadusi. Üks gaaside olemuse uurijatest oli prantsuse keemik Joseph Louis Gay Lussac (1778 - 1850). 1808. aastal viis ta läbi rea katseid reageerivate gaaside mahu mõõtmiseks. Ta jõudis järeldusele, et samal temperatuuril ja rõhul oli reageerinud gaaside mahu ja reaktsioonil tekkiva gaasi mahu suhe lihtne täisarvu suhe. Gay Lussaci leiud on tuntud kui mahtude suhte seadus.
Reaktiivgaasi mahu ja reaktsiooniproduktide määramine
Küsimuse, mis tekkis pärast seda, kui Gay Lussac esitas mahtude suhte seaduse, sai 1811. aastal lahendada Itaalia füüsik nimega Amadeo Avogadro.
Avogadro sõnul:Samal temperatuuril ja rõhul mõõdetuna on võrdsel hulgal gaase sama molekulide arv”.
Kuna vesinikgaasi, hapnikugaasi ja veeauru mahtude suhe reaktsioonis, moodustades veeauru = 2: 1: 2, on vesiniku, hapniku ja veeauru molekulide arvu suhe ka 2: 1: 2. Iga elemendi aatomite arv keemilises reaktsioonis ei vähene ega suurene. Seetõttu peavad vesinikgaasimolekulid ja hapnikugaasimolekulid olema diatoomsed, veeauru molekulid aga triatoomsed.
Gaaside mahu suhe reaktsioonis on kooskõlas nende gaaside reaktsioonikoefitsientidega. See tähendab, et kui on teada ühe gaasi maht, saab teise reaktsiooni koefitsientide võrdlemisel määrata teise gaasi mahu.
Näide: reaktsioonis moodustub vesi
Suhteline aatomimass ja tegelik molekulmass
Olles leiutanud 20. sajandi alguses väga tundliku aparaadi, viisid keemikud katseid ühe aatomi massiga. Näiteks viidi läbi mõõtmiseks eksperiment
- ühe H aatomi mass = 1,66 x 10–24 g
- ühe aatomi mass O = 2,70 x 10–23 g
- ühe C-aatomi mass = 1,99 x 10–23 g
Ülaltoodud andmete põhjal on näha, et ühe aatomi mass on väga väike. Eksperdid nõustuvad kasutama aatomimassi ühikut (amu) või Aatomimassi ühik (amu) tuntud ka kui Daltoni üksus. Aatomistruktuuri osas olete ka õppinud, et aatomid on väga väikesed, seetõttu on aatomeid tasakaalust kasutades võimatu kaaluda.
a. Suhteline aatomimass (Ar)
Eksperdid kasutavad standardina süsiniku isotoopi C-12 suhtelise aatommassiga 12. Suhteline aatommass väljendab elemendi ühe aatomi keskmise massi ja 1/12 C-12 aatommassi suhet. Või võib kirjutada:
1 aatommassiühik (amu) = 1/12 1 C-12 aatomi massist
Näide: hapniku keskmine aatomimass on 1,33 korda suurem kui C-12 aatomimass.
Siis: Ar O = 1,33x Ar C – 12
= 1,33x12
= 15,96
Eksperdid võrdlevad erinevaid aatomimassi, kasutades suhtelist aatommassi skaalat tähisega "Ar".
Eksperdid otsustasid kasutada C-12 või isotoopi 12C, kuna sellel on stabiilne tuum, mis on teiste aatomitega võrreldes inertne. C-12 aatomi isotoobi aatommass on 12 amu. Üks keskkool võrdub 1,6605655x 10–24 g. Isotoopi 12C standardina kasutades on võimalik määrata teiste elementide aatommass. Elemendi (Ar) suhteline aatommass on arv, mis väljendab elemendi ühe aatomi massi suhet 1/12 C-12 ühe aatomi massist.
b. Suhteline molekulmass (Mr)
Molekul on kombinatsioon mitmest elemendist kindlas vahekorras. Sarnased elemendid moodustavad elementide molekulid, erinevad elemendid aga ühendite molekulid. Elemendi või ühendi molekulmass on väljendatud selle molekulmassina (Mr). Suhteline molekulmass on elementide molekulmasside suhe, mille saab arvutada molekuli moodustavate aatomite Ar liitmise teel.
Mr = r moodustavad aatomid
Muti kontseptsioon ja Avogadro konstant
Kui reageerite ühele süsinikuaatomile (C) ühe hapniku molekuliga (O2), siis moodustub üks CO molekul2. Kuid tegelikult ei reageeri mitte üks süsinikuaatom ühe hapniku molekuliga, vaid suur hulk süsinikuaatomeid ja suur hulk hapniku molekule. Kuna aatomite või reageerivate molekulide arv on nii suur, et selle väljendamiseks kasutavad keemikud osakeste (molekulide, aatomite või ioonide) arvu ühikuna "mooli".
Üks mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju aine osakesi, kui on aatomeid 12 000 g süsinikuaatomites - 12. Seega on ühes aine moolis 6,022 x 1023 osake. Väärtus 6022 x 1023 osakesi mooli kohta nimetatakse Avogadro konstandiks, sümboliga L või N.
Igapäevaelus võivad mutid olla analoogsed "tosinaga". Kui tosin tähistab 12 tükki, tähistab mool numbrit 6,022 x 1023 aineosakesed. Osakeste sõna NaCl-s, H2O ja N2 võib väljendada ioonide ja molekulidega, samas kui elementides nagu Zn, C ja Al saab väljendada aatomitega.
Ühendi keemiline valem näitab ühendis olevate aatomite arvu suhet.
a. Molaarmass (hr)
Aine ühe mooli massi nimetatakse molaarmassiks (sümbol Mr). Aine molaarmassi suurus on aine suhteline aatommass või suhteline molekulmass, väljendatuna grammides mooli kohta.
Aine mass on aine moolmassi (g / mol) korrutis aine moolide (n) järgi. Niisiis saab aine moolide ja selle massi suhet väljendada järgmiselt.
Molaarmass = mass: mol
Mass = moolid x Mr / Ar (molaarmass)
b. Molaarne maht (Vm)
Gaasilises olekus ühe aine mooli mahtu nimetatakse molaarseks mahuks, mida tähistatakse Vm-ga. Kui suur on gaasi molaarne maht? Kuidas arvutada teatud koguse gaasi maht teatud temperatuuril ja rõhul? Avogadro jõudis oma katsetes järeldusele, et 1 L gaasilise hapniku temperatuuril 0 ° C ja rõhul 1 atm on mass 1,4286 g või võib öelda, et rõhul 1 atm:
1 L gaasi O2 = mol
1 L gaasi O2 = mol
1 mool gaasi O2 = liiter
Niisiis võib Avogadro seaduse põhjal järeldada:
1 mool gaasi O2 = 22,4 l
Vastavalt Avogadro seadusele, mis ütleb, et samal temperatuuril ja rõhul sisaldab sama gaasimaht sama arvu molekule või iga gaasi moolide arv on sama mahuga. Selle seaduse alusel on 1 mooli iga gaasi maht standardsetes tingimustes (temperatuur 0 ° C ja rõhk 1 atm) järgmine.
Gaasimaht standardsetes tingimustes = 22,4 L
c. Gaasi maht mittestandardses olekus
Gaasi mahu arvutamisel mittestandardsetes tingimustes (mitte-STP) kasutatakse kahte järgmist lähenemisviisi.
Ideaalne gaasivõrrand
Eeldades, et mõõdetav gaas on ideaalne, on võrrand, mis seob gaasi moolide arvu (n), rõhku, temperatuuri ja mahtu:
Ideaalne gaasiseadus: P. V = n.R. T
P = rõhk (atmosfääriühik, atm)
V = maht (liitrites, L)
n = gaasimoolide arv (ühikumoolid)
R = gaasikonstant (0,08205 L atm / mol K)
T = absoluutne temperatuur (° C + 273,15 K)
P.V = n. R.T
Kui, n = 1 mol
R = 0,08205 L atm / mol K
P = 1 atm
T = 273 K
V = 22,4 l
d. Molaarsus (M)
Lahuses sisalduvate ainete arvu saab teada, kasutades lahuse kontsentratsiooni, väljendatuna molaarsuses (M). Molaarsus näitab aine moolide arvu 1 L lahuses. Matemaatiliselt öeldud järgmiselt.
M = x
Kus:
M = molaarsus (M ühikut)
mass = g ühikutes
Mr = molaarmass (ühik g / mol)
V = maht (ühik ml)
Molekulaarsed valemid ja elementide sisaldus ühendites
Elementide massi ja sisalduse suhet ühendis saab määrata selle molekulaarvalemi järgi.
Elementaarne sisaldus = x 100%
a. Empiiriliste valemite ja molekulaarsete valemite määramine
Keemilised valemid tähistavad elemendi aatomite tüüpi ja aines sisalduvate iga elemendi suhtelisi koguseid. Aine elementide arvu tähistab indeksnumber.
Keemilised valemid võivad olla empiiriliste valemite ja molekulaarsete valemite kujul. "Empiirilised valemid, valemid, mis näitavad ühendi moodustavate elementide aatomite väikseimat suhet". molekul, valem, mis näitab ühendi ühe molekuli moodustavate elementide aatomite arvu. Vaadake tabelis mõnede ühendite molekulaarvalemite ja empiiriliste valemite näiteid. järgnev.
n = täisarv
Ühendi empiirilise valemi ja molekulaarse valemi saab määrata järgmistes etappides.
- Leidke iga ühendi moodustava elemendi mass (protsentides),
- Teisenda mutid,
- Iga elemendi moolsuhe on empiiriline valem,
- Leidke molekulaarne valem järgmiselt: (Mr empiiriline valem)n = Mr molekulaarvalem, n saab arvutada,
- Korrutage arvutusest saadud n empiirilise valemiga.
b. Hüdraadi (kristallvesi) keemilise valemi määramine
Hüdraadid on tahked kristallilised ühendid, mis sisaldavad kristalset vett (H2O). Tahkete kristalliliste ühendite keemilised valemid on teada. Niisiis on hüdraatvalemi määramine kristallveemolekulide (H2O) arvu või x väärtuse määramine. Üldiselt võib hüdraadi valemi kirjutada järgmiselt.
Tahke kristalse ühendi keemiline valem: x. H2O
Näiteks kaltsiumsulfaatsool on keemilise valemiga CaSO4 .2H2O, mis tähendab, et igas CaSO4 moolis on 2 mooli H2O.
c. Keemia krahv
Reaktsioonis osalevate reagentide ja saaduste koguse määramine tuleb arvutada moolides. See tähendab, et teadaolevad ühikud tuleb teisendada moolideks. Seda meetodit nimetatakse mooli lähendamise meetodiks. Moolilähenemise meetodi etapid on näha järgmises tabelis.
- Kirjutage kõnealuse küsimuse reaktsiooni võrrand ja tasakaalustage see.
- Teisendage iga aine kõik teadaolevad ühikud moolideks.
- Reagentide ja saaduste moolide arvu tasakaalustamiseks kasutage reaktsioonikoefitsiente.
- Konverteerige kõnealuse aine moolid kõnealusteks ühikuteks (L või g või osakesed jne).
d. Reagendi piiramine
Keemilises reaktsioonis ei ole segatud reagentide moolide suhe alati sama, mis reaktsioonikoefitsientide suhe. See tähendab, et on olemas reaktant, mis kasutatakse kõigepealt reageerimiseks. Sellist reagenti nimetatakse piirav reaktiiv.Kuidas see juhtuda saab? Märkad allolevat pilti!
X + 2Y XY2
X = aine X molekul
Y = aine Y molekul
XY = aine XY2 molekul
Ülaltoodud reaktsioon näitab, et vastavalt reaktsioonikoefitsiendile vajab üks mool ainet X kahte mooli ainet Y. Ülaltoodud joonis näitab, et kolm aine X molekuli reageeritakse nelja aine Y molekuliga. Pärast reaktsiooni toimumist on aine X reageerivate molekulide arv ainult kaks molekuli ja üks molekul jääb järele. Vahepeal on reageerinud neli aine Y molekuli. Niisiis nimetatakse seda ainet Y piiravaks reaktiiviks.
Piiravaks reaktiiviks on reaktant, mis on ära kasutatud ja reaktsiooni lõpus pole jääke. Keemiliste arvutuste abil saab piirava reaktiivi määrata jagades kõik reaktiivide moolid nende koefitsientidega, siis on piiravaks reagendiks väikseima jagatisega reagent.
Loe ka artikleid, mis võivad olla seotud: Keemiliste elementide ning nende omaduste ja funktsioonide mõistmine
Stöhhiomeetria seadus.
Stöhhiomeetria tugineb sellistele seadustele nagu pideva võrdlemise seadus, mitmekordse võrdlemise seadus ja ka massi säilimise seadus.
- Massi säilimise seadus
Füüsikaseaduste kasutamine on nagu massi jäävuse seadus, mis väidab, et reagentide mass on võrdne reagentide massiga. Stöhhiomeetria abil kogutakse teavet reaktsioonis kasutatud erinevate elementide hulga kohta keemia,
-
Pideva võrdlemise seadus
Selles seaduses on öeldud, et keemiline ühend (aine, mis koosneb 2 (kahest) või enamast) element), mis sisaldab alati sama osa elemendist (ühte tüüpi aatomiga ühend) koos mass.
-
Mitme võrdluse seadus
See seadus on stöhhiomeetria üks põhiseadusi, välja arvatud pidevate proportsioonide seadus. Mõnikord nimetatakse seda ka Daltoni seaduseks. Öeldakse, et kui 2 (kaks) elementi moodustab nende vahel rohkem kui 1 ühendi, siis elemendi massisuhe Teisel elemendil, mis ühendub esimese elemendi kindla massiga, on mõlema suhe väikese hulga ja terviku vahel.
Stöhhiomeetriline seaduse seletus
Tuginedes ülaltoodud seadustele, võivad need keemilised reaktsioonid ühendada kindla keemilise suhtena. Iga elemendi kogus peab kogu reaktsiooni vältel olema sama. Tasakaalustatud keemilises reaktsioonis moodustab reaktiivide ja saaduste koguste suhe tavaliselt täisarvu. Näiteks reaktsioonis, mis moodustab ammoniaagi (NH3), reageerib täpselt 1 (üks) lämmastiku (N2) molekul 3 (kolme) vesiniku (H2) molekuliga, saades 2 NH3 molekuli. Seda võib kirjeldada järgmiselt
N2 + 3H2 ——-> 2NH3
Niisiis, stöhhiomeetriat saab kasutada summa arvutamiseks, mis on nagu toodete arv võib anda reaktante andes ka reaktiivide protsendimäära tooteks on tuntud.
Loe ka artikleid, mis võivad olla seotud: Reaktsioonikiirus: määratlus, valemid, näiteülesanded ja mõjutegurid
Stöhhiomeetriline tüüp
Reaktsioonstöhhiomeetria
Toichiomeetriat kasutatakse sageli reaktsioonstöhhiomeetrias leiduvate keemiliste võrrandite tasakaalustamiseks. See illustreerib, et ainete kvantitatiivne seos tuleneb nende osalemisest keemilistes reaktsioonides.
Kompositsiooni stöhhiomeetria
Selle koostise stöhhiomeetria kirjeldab ühendi elemendi kvantitatiivset (massi) suhet. Näiteks kirjeldab kompositsiooni stöhhiomeetria lämmastiku (massi) vesinikuga ühendamist, moodustades kompleksse ammoniaagi. st 1 mol lämmastikku ja ka 3 mooli vesinikku iga 2 mooli ammoniaagi kohta. Mool on aine koguses keemias kasutatav ühik.
Gaasstöhhiomeetria
Stöhhiomeetria tüüp on seotud gaasiga seotud reaktsiooniga, milles gaas on teadaoleval temperatuuril, rõhul ja mahus ning seda võib pidada ka ideaalseks gaasiks. Gaaside puhul on ideaalne ruumala suhe ideaalse gaasiseadusega, kuid ühe reaktsiooni massisuhe tuleb arvutada nii reagentide kui ka saaduste molekulmassi järgi, kus molekulmass on 1 (ühe) mass aine molekulid.
Ideaalne gaas on teoreetiline gaas, mis koosneb 1 (ühest) osakeste komplektist, mis liiguvad juhuslikult, ilma vastastikmõjuta, järgides ideaalset gaasiseadust. Ideaalne gaasiseadus on ideaalse gaasi olekuvõrrand. Ideaalne gaasiseaduse võrrand on järgmine:
"PV = nRT, kus P on rõhk, V on maht ja T on absoluutne temperatuur, n on gaasimoolid ja R on universaalne gaasikonstant."
Loe ka artikleid, mis võivad olla seotud: Keemiline sidepaber: määratlus, tüübid ja tervikpildid
Stöhhiomeetriline suhe
Reagentide stöhhiomeetriline arv või suhe (ained, mis lisatakse süsteemi keemilise reaktsiooni tekitamiseks) on arv või suhe, mis eeldab, et reaktsiooni tulemus on lõpule viidud, järgmine: järgnev:
- Kõik tarbitud reaktiivid
- Reagendi defitsiit puudub
- Jääke pole jäänud
- Reaktsioonid toimuvad või tekivad ainult stöhhiomeetrilises vahekorras