Stehiometrija uključuje pronalaženje hemijskih formula, sastavljanje jednadžbi za hemijske reakcije i proračune koji se koriste u preparativnoj hemiji i hemijskoj analizi.
Istovremeno, mnoga neorganska jedinjenja, iz različitih razloga, mogu imati promjenjiv sastav (bertolidi). Supstance kod kojih su uočena odstupanja od zakona stehiometrije nazivaju se nestehiometrijski. Dakle, titanijum(II) oksid ima promjenjiv sastav, u kojem može biti od 0,65 do 1,25 atoma kisika po atomu titana. Natrijum volfram bronza (koja pripada bronzama od natrijum volfram oksida), kako se natrijum iz nje ukloni, menja svoju boju od zlatno žute (NaWO 3) do tamno plavo-zelene (NaO 3WO 3), prolazeći kroz srednje crvene i ljubičaste boje. Čak i natrijum hlorid može imati nestehiometrijski sastav, dobijajući plavu boju kada je metal u višku. Odstupanja od zakona stehiometrije uočavaju se za kondenzovane faze i povezana su sa stvaranjem čvrstih rastvora (za kristalne supstance), otapanjem viška reakcione komponente u tečnosti ili termičkom disocijacijom nastalog jedinjenja (u tečnoj fazi, u topljenje).
Ako polazne tvari ulaze u kemijsku interakciju u strogo određenim omjerima, a kao rezultat reakcije nastaju proizvodi čija se količina može precizno izračunati, tada se takve reakcije nazivaju stehiometrijske, a kemijske jednadžbe koje ih opisuju su nazvane stehiometrijske jednačine. Poznavajući relativne molekulske mase različitih jedinjenja, moguće je izračunati u kojim će proporcijama ova jedinjenja reagovati. Molarni odnosi između supstanci koje učestvuju u reakciji prikazani su koeficijentima koji se nazivaju stehiometrijski (oni su i koeficijenti hemijskih jednačina, oni su i koeficijenti jednačina hemijskih reakcija). Ako tvari reagiraju u omjeru 1:1, tada se nazivaju njihove stehiometrijske količine ekvimolarni.
Termin "stehiometrija" uveo je I. Richter u knjizi "Počeci stehiometrije, ili umjetnost mjerenja kemijskih elemenata" (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), koji je sumirao rezultate svojih određivanja masa kiselina i baza tokom formiranja soli.
Stehiometrija se zasniva na zakonima održanja mase, ekvivalentima, zakonu Avogadra, Gay-Lussaca, zakonu konstantnosti kompozicije, zakonu višestrukih odnosa. Otkriće zakona stehiometrije, strogo govoreći, označilo je početak hemije kao egzaktne nauke. Pravila stehiometrije su u osnovi svih proračuna vezanih za jednačine hemijskih reakcija i koriste se u analitičkoj i preparativnoj hemiji, hemijskoj tehnologiji i metalurgiji.
Zakoni stehiometrije se koriste u proračunima vezanim za formule supstanci i pronalaženje teorijski mogućeg prinosa produkta reakcije. Razmotrimo reakciju sagorijevanja termitne mješavine:
Fe 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Fe. (85,0 g Fe 2 O 3 1) (1 m o l F e 2 O 3 160 g F e 2 O 3) (2 m o l A l 1 m o l F e 2 O 3) (27 g A l 1 m o l A l) = 28,7 g A l (\displaystyle \mathrm (\left((\frac (85,0\ g\ Fe_(2)O_(3))(1))\right)\left(\frac (1\ mol\ Fe_( 2)O_(3))(160\ g\ Fe_(2)O_(3)))\desno)\levo((\frac (2\ mol\ Al)(1\ mol\ Fe_(2)O_(3) )))\desno)\levo((\frac (27\ g\ Al)(1\ mol\ Al))\desno)=28,7\ g\ Al) )
Dakle, da bi se izvela reakcija sa 85,0 grama gvožđe (III) oksida, potrebno je 28,7 grama aluminijuma.
Enciklopedijski YouTube
1 / 3
Stehiometrija
Hemija 11 Stehiometrijski hemijski zakoni
Problemi u hemiji. Smjese supstanci. Stehiometrijski lanci
Titlovi
Znamo šta je hemijska jednačina i naučili smo kako da je uravnotežimo. Ili ako vam dam 10 grama ovih molekula i 30 grama ovih molekula, koji će se od njih prvi potrošiti? Sve s čime smo do sada radili, a što je prikazano zelenom i plavom bojom, bilo je potrebno da se odredi koliko je molova u 85 grama željeznog trioksida.
Prilikom sastavljanja jednadžbe za oksidaciono-redukcionu reakciju (ORR), potrebno je odrediti redukciono sredstvo, oksidaciono sredstvo i broj datih i primljenih elektrona. Stehiometrijski ORR koeficijenti se biraju metodom ravnoteže elektrona ili metodom balansa elektrona i jona (posljednja se također naziva metoda polureakcije). Pogledajmo nekoliko primjera. Kao primjer sastavljanja ORR jednadžbi i odabira stehiometrijskih koeficijenata, analizirat ćemo proces oksidacije željezovog (II) disulfida (pirita) koncentriranom dušičnom kiselinom: Prije svega, odredit ćemo moguće produkte reakcije. Dušična kiselina je jako oksidaciono sredstvo, pa se sulfidni ion može oksidirati ili do maksimalnog oksidacionog stanja S (H2S04) ili do S (SO2), a Fe - do Fe, dok se HN03 može reducirati u NO ili N02 (skup specifičnih proizvoda određuju se koncentracije reagensa, temperatura itd.). Odaberimo sljedeću moguću opciju: H20 će biti na lijevoj ili desnoj strani jednačine, još ne znamo. Postoje dvije glavne metode za odabir koeficijenata. Prvo primijenimo metodu ravnoteže elektrona i jona. Suština ove metode je u dvije vrlo jednostavne i vrlo važne izjave. Prvo, ova metoda razmatra prijelaz elektrona s jedne čestice na drugu, nužno uzimajući u obzir prirodu medija (kiselog, alkalnog ili neutralnog). Drugo, prilikom sastavljanja jednačine ravnoteže elektron-jona, zapisuju se samo one čestice koje stvarno postoje tokom datog ORR-a - samo stvarno postojeći kationi ili anoni se zapisuju u obliku jona; Supstance koje su slabo diiosociativne, nerastvorljive ili se oslobađaju u obliku gasa zapisuju se u molekularnom obliku. Prilikom sastavljanja jednadžbe za procese oksidacije i redukcije, za izjednačavanje broja atoma vodika i kisika, koriste se ili molekule vode i vodikovi ioni (ako je medij kiseli), ili molekuli vode i hidroksid ioni (ako je medij alkalni). uveden (ovisno o mediju). Razmotrimo polu-reakciju oksidacije za naš slučaj. Molekuli FeS2 (slabo rastvorljiva supstanca) se pretvaraju u Fe3+ ione (gvožđe nitrat (I1) potpuno disocira u ione) i S042 sulfatne ione (disocijacija H2SO4): Pogledajmo sada polureakciju redukcije nitratnog jona: izjednačiti kiseonik, dodati 2 na desnu stranu molekula vode, a na lijevu - 4 H+ jona: Da bismo izjednačili naboj, dodajemo 3 elektrona na lijevu stranu (naboj +3): Na kraju imamo: Smanjenje oba dijela za 16H+ i 8H20, dobijamo konačnu, skraćenu ionsku jednačinu redoks reakcije: dodavanjem odgovarajućeg broja NOJ nH+ jona na obje strane jednačine, nalazimo molekularnu jednačinu reakcije: Imajte na umu da za određivanje broja elektrona date i primljeni, nikada nismo morali odrediti oksidacijsko stanje elemenata. Osim toga, uzeli smo u obzir uticaj okoline i „automatski“ utvrdili da je H20 na desnoj strani jednačine. Nema sumnje da ova metoda ima veliki hemijski smisao. Emprooigo metoda ravnoteže. Suština metode za pronalaženje stehiometrijskih koeficijenata u ORR jednadžbi je obavezno određivanje oksidacijskih stanja atoma elemenata koji učestvuju u ORR. Koristeći ovaj pristup, ponovo izjednačavamo reakciju (11.1) (gore smo primijenili metodu polureakcije na ovu reakciju). Proces redukcije je jednostavno opisan: Teže je napraviti shemu oksidacije, jer se dva elementa oksidiraju odjednom - Fe i S. Možete dodijeliti oksidacijsko stanje +2 željezu, 1 sumporu i uzeti u obzir da za jedan atom Fe postoje dva S atoma: Možete, međutim, učiniti bez određivanja oksidacijskih stanja i zapisati dijagram koji liči na dijagram (11.2): Desna strana ima naboj od +15, lijeva - 0, tako da FeS2 mora dati do 15 elektrona. Zapisujemo opštu ravnotežu: Moramo još malo „razumjeti“ rezultirajuću jednadžbu ravnoteže - ona pokazuje da 5 molekula HN03 ide na oksidaciju FeS2 i još 3 molekule HNO su potrebne za formiranje Fe(N03)j: Da biste izjednačili vodik i kisik, u desni dio trebate dodati 2 molekule H20: Metoda ravnoteže elektrona i jona je univerzalnija u usporedbi s metodom elektronske ravnoteže i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata u mnogim ORR-ima, posebno sa učešće organskih jedinjenja, u kojima je čak i postupak određivanja oksidacionih stanja veoma složen. - Razmotrimo, na primjer, proces oksidacije etilena koji se javlja kada se propušta kroz vodeni rastvor kalijum permanganata. Kao rezultat toga, etilen se oksidira u etilen glikol HO - CH2 - CH2 - OH, a permanganat se reducira u manganov oksid (TV), osim toga, kao što će biti očito iz konačne jednadžbe ravnoteže, na desnoj strani nastaje i kalijum hidroksid : Nakon potrebnih redukcija sličnih pojmova, zapisujemo jednačinu u konačnom molekularnom obliku* Utjecaj okoline na prirodu ORR procesa. Analizirani primjeri (11.1) - (11.4) jasno ilustruju “tehniku” korištenja. metoda ravnoteže elektron-jona u slučaju ORR koji se javlja u kiseloj ili alkalnoj sredini. Karakter okoline utiče na tok jedne ili druge redoks reakcije da bismo „osetili“ ovaj uticaj, razmotrimo ponašanje istog oksidacionog sredstva (KMnO4) u različitim sredinama kiseloj sredini, koja se svodi na niži nivo u neutralnoj sredini, oporavlja se do Mn+4(Mn0j), a minimalna - u cervikalnoj jačini, u kojoj je porasla do (mvnganat-nOn Mn042"). Ovo se objašnjava na sljedeći način. Kiseline, nakon disocijacije, formiraju histerije ione ffjO+, koji polariziraju 4" MoOG ione. One slabe veze mangana sa kisikom (čime se pojačava učinak redukcijskog agensa). U neutralnom okruženju, polarizacijski učinak molekula vode je značajno smanjen >" joni MnO; polarizovan mnogo manje. U jako alkalnoj sredini, hidroksidni joni čak jačaju vezu Mn-O, usled čega se smanjuje efikasnost redukcionog agensa i MnO^ prihvata samo jedan elektron. Primjer ponašanja kalijum permanganata u neutralnom okruženju prikazan je reakcijom (11.4). Također dajemo jedan primjer reakcija koje uključuju KMPOA u kiseloj i alkalnoj sredini
Prilikom sastavljanja jednadžbe za redoks reakciju potrebno je odrediti redukcijsko sredstvo, oksidacijsko sredstvo i broj datih i primljenih elektrona. Postoje uglavnom dvije metode koje se koriste za sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije:
1) elektronski balans– na osnovu određivanja ukupnog broja elektrona koji se kreću od redukcionog sredstva do oksidacionog sredstva;
2) jonsko-elektronski balans– predviđa odvojeno sastavljanje jednačina za proces oksidacije i redukcije sa njihovim naknadnim zbrajanjem u opštu ionsku jednačinu – metoda polureakcije. U ovoj metodi potrebno je pronaći ne samo koeficijente za redukciono sredstvo i oksidant, već i za molekule medija. U zavisnosti od prirode medija, broj elektrona koje prihvata oksidaciono sredstvo ili gubi redukciono sredstvo može varirati.
1) Elektronska ravnoteža je metoda pronalaženja koeficijenata u jednačinama redoks reakcija, koja razmatra razmjenu elektrona između atoma elemenata koji mijenjaju svoje oksidacijsko stanje. Broj elektrona koje je dao redukcioni agens jednak je broju elektrona dobijenih od strane oksidacionog sredstva.
Jednačina se sastavlja u nekoliko faza:
1. Zapišite shemu reakcije.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Stavite oksidaciona stanja preko znakova elemenata koji se mijenjaju.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Identificiraju se elementi koji mijenjaju oksidaciona stanja i određuje se broj elektrona koje je oksidacijsko sredstvo prikupilo i koje je reduciralo izbacilo.
Mn +7 + 5ē = Mn +2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0
4. Izjednačava se broj stečenih i doniranih elektrona, čime se uspostavljaju koeficijenti za jedinjenja koja sadrže elemente koji menjaju oksidaciono stanje.
Mn +7 + 5ē = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. Odaberite koeficijente za sve ostale učesnike u reakciji. U tom slučaju 10 molekula HCl učestvuje u procesu redukcije, a 6 u procesu jonske izmjene (vezivanje jona kalija i mangana).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Metoda balansa jona i elektrona.
1. Zapišite shemu reakcije.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Zapišite sheme polureakcija koristeći stvarno prisutne čestice (molekule i jone) u otopini. Istovremeno, sumiramo materijalni bilans, tj. broj atoma elemenata koji sudjeluju u polureakciji na lijevoj strani mora biti jednak njihovom broju na desnoj strani. Oksidirani i reducirani oblici Oksidirajući i redukcioni agensi se često razlikuju po sadržaju kiseonika (uporedi Cr 2 O 7 2− i Cr 3+). Stoga, pri sastavljanju jednadžbi polu-reakcije metodom ravnoteže elektron-iona, one uključuju parove H + /H 2 O (za kiselo okolina) i OH - /H 2 O (za alkalna okruženje). Ako se prilikom prelaska iz jednog oblika u drugi izvorni oblik (obično − oksidirano) gubi svoje oksidne ione (prikazano ispod u uglastim zagradama), tada potonji, budući da ne postoje u slobodnom obliku, moraju biti u kiselo okoline su povezani sa katjonima vodonika, a u alkalna okolina - sa molekulima vode, što dovodi do stvaranja molekule vode(u kiseloj sredini) i hidroksidnih jona(u alkalnom okruženju):
kisela sredina+ 2H + = H 2 O primjer: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
alkalnom okruženju+ H 2 O = 2 OH - primjer: MnO 4 - + 2H 2 O = MnO 2 + 4OH -
Nedostatak kiseonika u izvornom obliku (obično u restauriranom obliku) u odnosu na konačni oblik kompenzira se dodatkom molekule vode(V kiselo okruženje) ili hidroksidnih jona(V alkalna okruženje):
kisela sredina H 2 O = + 2H + primjer: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
alkalnom okruženju 2 OH − = + H 2 O primjer: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O
MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O redukcija
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + oksidacija
3. Donosimo elektronsku ravnotežu, prateći potrebu za jednakošću ukupnog naboja na desnoj i lijevoj strani jednačine polu-reakcije.
U datom primjeru, na desnoj strani jednadžbe polu-reakcije redukcije, ukupan naboj jona je +7, na lijevoj - +2, što znači da se na desnoj strani mora dodati pet elektrona:
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O
U jednadžbi za polu-reakciju oksidacije ukupni naboj na desnoj strani je -2, na lijevoj je 0, što znači da je na desnoj strani potrebno oduzeti dva elektrona:
SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +
Tako je u obje jednačine postignuta ravnoteža jona i elektrona i u njih je moguće umjesto strelica staviti znak jednakosti:
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +
4. Prateći pravilo o potrebi jednakosti broja elektrona koje prihvata oksidaciono sredstvo i donira redukciono sredstvo, nalazimo najmanji zajednički višekratnik za broj elektrona u obe jednačine (2∙5 = 10).
5. Pomnožite koeficijentima (2.5) i zbrojite obje jednačine dodavanjem lijeve i desne strane obje jednačine.
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O 2
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H + 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +
2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-
ili u molekularnom obliku:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
Ova metoda razmatra prijenos elektrona s jednog atoma ili jona na drugi, uzimajući u obzir prirodu medija (kiselog, alkalnog ili neutralnog) u kojem se reakcija odvija. U kiseloj sredini, u jednadžbama polu-reakcije, moraju se koristiti ioni vodonika H+ i molekuli vode za izjednačavanje broja atoma vodika i kisika u bazičnoj sredini, moraju se koristiti hidroksidni ioni OH - i molekule vode. Shodno tome, u rezultirajućim produktima, na desnoj strani jednadžbe elektron-jona nalazit će se ioni vodonika (a ne hidroksidni ioni) i molekuli vode (kisela sredina) ili hidroksidni ioni i molekuli vode (alkalna sredina). Na primjer, jednadžba polureakcije za redukciju permanganatnog jona u kiseloj sredini ne može se sastaviti s prisustvom hidroksidnih iona na desnoj strani:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē = Mn 2+ + 8OH - .
U redu: MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
Odnosno, prilikom pisanja elektron-jonskih jednačina, mora se polaziti od sastava jona koji su stvarno prisutni u otopini. Osim toga, kao u pisanju skraćenih ionskih jednačina, tvari koje se slabo disociraju, slabo su rastvorljive ili se oslobađaju u obliku plina treba napisati u molekularnom obliku.
Sastavljanje jednadžbi za redoks reakcije metodom polureakcije dovodi do istog rezultata kao i metodom ravnoteže elektrona.
Hajde da uporedimo obe metode. Prednost metode polureakcije u odnosu na metodu elektronske ravnoteže je da: da ne koristi hipotetičke jone, već one koji postoje.
Kada koristite metodu polureakcije, ne morate znati oksidacijsko stanje atoma. Pisanje pojedinačnih jednačina ionske polu-reakcije je neophodno za razumijevanje kemijskih procesa u galvanskoj ćeliji i u elektrolizi. Ovom metodom vidljiva je uloga sredine kao aktivnog učesnika u celokupnom procesu. Konačno, kada koristite metodu polu-reakcije, ne morate znati sve rezultirajuće supstance koje se pojavljuju u jednadžbi reakcije kada se ona izvede. Stoga, metodu polureakcije treba dati prednost i koristiti je pri sastavljanju jednadžbi za sve redoks reakcije koje se javljaju u vodenim otopinama
U ovoj metodi uspoređuju se oksidaciona stanja atoma u početnoj i krajnjoj supstanci, vodeći se pravilom: broj elektrona doniranih redukcijskim agensom mora biti jednak broju elektrona koje je dodalo oksidacijsko sredstvo. Da biste napravili jednadžbu, morate znati formule reaktanata i produkta reakcije. Potonji se određuju eksperimentalno ili na osnovu poznatih svojstava elemenata.
Metoda ionsko-elektronske ravnoteže je univerzalnija u odnosu na metodu elektronske ravnoteže i ima neospornu prednost u odabiru koeficijenata u mnogim redoks reakcijama, posebno u onima koje uključuju organska jedinjenja, u kojima je čak i postupak određivanja oksidacijskih stanja vrlo složen.
Razmotrimo, na primjer, proces oksidacije etilena koji se javlja kada se propušta kroz vodeni rastvor kalijum permanganata. Kao rezultat toga, etilen se oksidira u etilen glikol HO-CH 2 -CH 2 -OH, a permanganat se reducira u mangan (IV) oksid, a osim toga, kao što će biti očito iz konačne jednadžbe ravnoteže, nastaje i kalijum hidroksid na desno:
KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Jednadžba za polu-reakciju redukcije i oksidacije:
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e = MnO 2 + 4OH - 2 redukcija
C 2 H 4 + 2OH - - 2e = C 2 H 6 O 2 3 oksidacija
Zbrajamo obje jednačine i oduzimamo hidroksidne ione prisutne na lijevoj i desnoj strani.
Dobijamo konačnu jednačinu:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
Kada koristite metodu ravnoteže jona i elektrona za određivanje koeficijenata u reakcijama koje uključuju organska jedinjenja, zgodno je uzeti u obzir oksidaciona stanja atoma vodika kao +1, kiseonika -2 i izračunati ugljik koristeći ravnotežu pozitivnih i negativnih naboja u molekul (jon). Dakle, u molekuli etilena, ukupni naboj je nula:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ X = 0,
To znači da je oksidacijsko stanje dva atoma ugljika (-4), a jednog (X) je (-2).
Slično, u molekuli etilen glikola C 2 H 6 O 2 nalazimo oksidacijsko stanje ugljika (X):
2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1
U nekim molekulima organskih spojeva takav proračun dovodi do frakcijske vrijednosti oksidacijskog stanja ugljika, na primjer, za molekul acetona (C 3 H 6 O) jednak je -4/3. Elektronska jednadžba procjenjuje ukupni naboj atoma ugljika. U molekulu acetona je jednako -4.
Povezane informacije.
Svi kvantitativni odnosi pri proračunu hemijskih procesa zasnivaju se na stehiometriji reakcija. Količinu supstance u ovakvim proračunima pogodnije je izraziti u molovima, ili izvedenim jedinicama (kmol, mmol, itd.). Mol je jedna od osnovnih jedinica SI. Jedan mol bilo koje supstance odgovara njenoj količini numerički jednakoj njenoj molekulskoj težini. Stoga, molekularnu težinu u ovom slučaju treba smatrati dimenzijskom vrijednošću s jedinicama: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Na primjer, molekularna težina dušika je 28 g/mol, 28 kg/kmol, ali 0,028 kg/mol.
Masa i molarne količine supstance povezane su poznatim odnosima
N A = m A / M A; m A = N A M A,
gdje je N A količina komponente A, mol; m A je masa ove komponente, kg;
M A - molekulska težina komponente A, kg/mol.
U kontinuiranim procesima, protok supstance A može se izraziti njenim mol-
količina po jedinici vremena
gdje je W A molarni protok komponente A, mol/s; τ - vrijeme, s.
Za jednostavnu reakciju koja je praktički nepovratna, obično stehiomet
ric jednadžba je zapisana u obliku
v A A + v B B = v R R + v S S.
Međutim, zgodnije je zapisati stehiometrijsku jednačinu u obliku algebarskog
th, uz pretpostavku da su stehiometrijski koeficijenti reaktanata negativni, a oni produkta reakcije pozitivni:
Tada za svaku jednostavnu reakciju možemo napisati sljedeće jednakosti:
Indeks "0" se odnosi na početnu količinu komponente.
Ove jednakosti daju sljedeće jednačine materijalne ravnoteže za komponentu za jednostavnu reakciju:
Primjer 7.1. Reakcija hidrogenacije fenola u cikloheksanol odvija se prema jednadžbi
C 6 H 5 OH + ZH 2 = C 6 H 11 OH, ili A + ZV = R.
Izračunajte količinu nastalog proizvoda ako je početna količina komponente A bila 235 kg, a konačna količina 18,8 kg
Rješenje: Zapišimo reakciju u obrazac
R - A - ZV = 0.
Molekularne mase komponenti: M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol i
M R = 100 kg/kmol. Tada će molarne količine fenola na početku i na kraju reakcije biti:
N A 0 = 235/94 = 2,5; N A 0 = 18,8/94 =0,2; n = (0,2 - 2,5)/(-1) = 2,3.
Količina formiranog cikloheksanola bit će jednaka
N R = 0 +1∙2.3 = 2.3 kmol ili m R = 100∙2.3 = 230 kg.
Određivanje stehiometrijski nezavisnih reakcija u njihovom sistemu tokom materijalnih i termičkih proračuna reakcionih aparata neophodno je da bi se isključile reakcije koje su zbir ili razlika nekih od njih. Ovu procjenu najlakše je izvršiti korištenjem Gramovog kriterija.
Da bi se izbegli nepotrebni proračuni, potrebno je proceniti da li je sistem stehiometrijski zavisan. Za ove namjene potrebno je:
Transponirati originalnu matricu reakcionog sistema;
Pomnožite originalnu matricu sa transponovanom;
Izračunajte determinantu rezultirajuće kvadratne matrice.
Ako je ova determinanta nula, onda je reakcioni sistem stehiometrijski zavisan.
Primjer 7.2. Imamo sistem reakcija:
FeO + H 2 = Fe + H 2 O;
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O;
FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O.
Ovaj sistem je stehiometrijski zavisan, jer je treća reakcija zbir druge dvije. Kreirajmo matricu