Η στοιχειομετρία περιλαμβάνει την εύρεση χημικών τύπων, τη σύνταξη εξισώσεων για χημικές αντιδράσεις και υπολογισμούς που χρησιμοποιούνται στην προπαρασκευαστική χημεία και τη χημική ανάλυση.
Ταυτόχρονα, πολλές ανόργανες ενώσεις, για διάφορους λόγους, μπορούν να έχουν μεταβλητή σύνθεση (μπερτολλίδες). Οι ουσίες για τις οποίες παρατηρούνται αποκλίσεις από τους νόμους της στοιχειομετρίας ονομάζονται μη στοιχειομετρική. Έτσι, το οξείδιο του τιτανίου (II) έχει μια μεταβλητή σύνθεση, στην οποία μπορεί να υπάρχουν από 0,65 έως 1,25 άτομα οξυγόνου ανά άτομο τιτανίου. Ο χαλκός βολφραμίου νατρίου (ανήκει στους μπρούτζους οξειδίου του βολφραμικού νατρίου), καθώς το νάτριο αφαιρείται από αυτό, αλλάζει το χρώμα του από χρυσοκίτρινο (NaWO 3) σε σκούρο μπλε-πράσινο (NaO 3WO 3), περνώντας από ενδιάμεσα κόκκινα και βιολετί χρώματα. Και ακόμη και το χλωριούχο νάτριο μπορεί να έχει μη στοιχειομετρική σύνθεση, αποκτώντας μπλε χρώμα όταν το μέταλλο είναι σε περίσσεια. Οι αποκλίσεις από τους νόμους της στοιχειομετρίας παρατηρούνται για τις συμπυκνωμένες φάσεις και σχετίζονται με το σχηματισμό στερεών διαλυμάτων (για κρυσταλλικές ουσίες), τη διάλυση μιας περίσσειας συστατικού της αντίδρασης σε ένα υγρό ή τη θερμική διάσταση της προκύπτουσας ένωσης (στην υγρή φάση, σε το λιώσιμο).
Εάν οι πρώτες ουσίες εισέλθουν σε μια χημική αλληλεπίδραση σε αυστηρά καθορισμένες αναλογίες και ως αποτέλεσμα της αντίδρασης σχηματίζονται προϊόντα, η ποσότητα των οποίων μπορεί να υπολογιστεί με ακρίβεια, τότε τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται στοιχειομετρικές και οι χημικές εξισώσεις που τις περιγράφουν είναι που ονομάζονται στοιχειομετρικές εξισώσεις. Γνωρίζοντας τα σχετικά μοριακά βάρη διαφόρων ενώσεων, είναι δυνατό να υπολογιστεί σε ποιες αναλογίες θα αντιδράσουν αυτές οι ενώσεις. Οι μοριακές αναλογίες μεταξύ των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση φαίνονται με συντελεστές που ονομάζονται στοιχειομετρικοί (είναι επίσης οι συντελεστές των χημικών εξισώσεων, είναι επίσης οι συντελεστές των εξισώσεων χημικής αντίδρασης). Εάν οι ουσίες αντιδρούν σε αναλογία 1:1, τότε ονομάζονται οι στοιχειομετρικές τους ποσότητες ισομοριακός.
Ο όρος «στοιχειομετρία» εισήχθη από τον I. Richter στο βιβλίο «The Beginnings of Stoichiometry, or the Art of Measuring Chemical Elements» (J. B. Richter. Anfangsgründe der Stöchyometrie oder Meßkunst chymischer Elemente. Erster, Zweyter und Dritter Theil. Breßlau und Hirschberg, 1792–93), ο οποίος συνόψισε τα αποτελέσματα των προσδιορισμών του για τις μάζες των οξέων και των βάσεων κατά τον σχηματισμό των αλάτων.
Η στοιχειομετρία βασίζεται στους νόμους της διατήρησης της μάζας, των ισοδυνάμων, του νόμου του Avogadro, του Gay-Lussac, του νόμου της σταθερότητας της σύνθεσης, του νόμου των πολλαπλών αναλογιών. Η ανακάλυψη των νόμων της στοιχειομετρίας, αυστηρά μιλώντας, σηματοδότησε την αρχή της χημείας ως ακριβούς επιστήμης. Οι κανόνες της στοιχειομετρίας αποτελούν τη βάση όλων των υπολογισμών που σχετίζονται με τις εξισώσεις χημικών αντιδράσεων και χρησιμοποιούνται στην αναλυτική και παρασκευαστική χημεία, τη χημική τεχνολογία και τη μεταλλουργία.
Οι νόμοι της στοιχειομετρίας χρησιμοποιούνται σε υπολογισμούς που σχετίζονται με τους τύπους των ουσιών και την εύρεση της θεωρητικά πιθανής απόδοσης των προϊόντων αντίδρασης. Ας εξετάσουμε την αντίδραση καύσης του μείγματος θερμίτη:
Fe 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Fe. (85,0 g F e 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)))\δεξιά)\αριστερά((\frac (2\ mol\ Al)(1\ mol\ Fe_(2)O_(3 )))\δεξιά)\αριστερά((\frac (27\ g\ Al)(1\ mol\ Al))\δεξιά)=28,7\ g\ Al) )
Έτσι, για να πραγματοποιηθεί μια αντίδραση με 85,0 γραμμάρια οξειδίου του σιδήρου (III), απαιτούνται 28,7 γραμμάρια αλουμινίου.
Εγκυκλοπαιδικό YouTube
1 / 3
Στοιχειομετρία
Χημεία 11 Στοιχειομετρικοί χημικοί νόμοι
Προβλήματα στη χημεία. Μείγματα ουσιών. Στοιχειομετρικές αλυσίδες
Υπότιτλοι
Γνωρίζουμε τι είναι μια χημική εξίσωση και έχουμε μάθει πώς να την εξισορροπούμε. Τώρα είμαστε έτοιμοι να μελετήσουμε τη στοιχειομετρία. Αυτή η εξαιρετικά φανταχτερή λέξη συχνά κάνει τους ανθρώπους να πιστεύουν ότι η στοιχειομετρία είναι δύσκολη. Στην πραγματικότητα, ασχολείται απλώς με τη μελέτη ή τον υπολογισμό των σχέσεων μεταξύ διαφορετικών μορίων σε μια αντίδραση. Εδώ είναι ο ορισμός που δίνει η Wikipedia: Στοιχειομετρία είναι ο υπολογισμός ποσοτικών ή μετρήσιμων αναλογιών αντιδρώντων και προϊόντων. Θα δείτε ότι στη χημεία χρησιμοποιείται συχνά η λέξη αντιδραστήρια. Για τους περισσότερους σκοπούς μας, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τη λέξη αντιδραστήρια και αντιδρώντα εναλλακτικά. Είναι και τα δύο αντιδρώντα στην αντίδραση. Ο όρος "αντιδραστήρια" χρησιμοποιείται μερικές φορές για ορισμένους τύπους αντιδράσεων όπου θέλετε να προσθέσετε ένα αντιδραστήριο και να δείτε τι συμβαίνει. Και ελέγξτε αν η εικασία σας για την ουσία είναι σωστή ή όχι. Αλλά για τους σκοπούς μας, αντιδραστήριο και αντιδρόν είναι οι ίδιες έννοιες. Υπάρχει μια σχέση μεταξύ αντιδρώντων και προϊόντων σε μια ισορροπημένη χημική εξίσωση. Αν μας δοθεί μια μη ισορροπημένη εξίσωση, τότε ξέρουμε πώς να αποκτήσουμε μια ισορροπημένη. Ισορροπημένη χημική εξίσωση. Ας μπούμε στη στοιχειομετρία. Έτσι, για να αποκτήσω εμπειρία στις εξισώσεις εξισορρόπησης, θα ξεκινώ πάντα με μη ισορροπημένες εξισώσεις. Ας πούμε ότι έχουμε τριοξείδιο του σιδήρου. Θα το γράψω. Σε αυτό, δύο άτομα σιδήρου συνδέονται με τρία άτομα οξυγόνου. Συν αλουμίνιο... αλουμίνιο. Το αποτέλεσμα είναι Al2O3 συν σίδηρος. Να σας θυμίσω ότι όταν κάνουμε στοιχειομετρία, το πρώτο πράγμα που πρέπει να κάνουμε είναι να εξισορροπήσουμε τις εξισώσεις. Ένας μεγάλος αριθμός προβλημάτων στοιχειομετρίας θα δοθεί χρησιμοποιώντας μια ήδη ισορροπημένη εξίσωση. Αλλά θεωρώ χρήσιμη πρακτική να εξισορροπήσω τις ίδιες τις εξισώσεις. Ας προσπαθήσουμε να το εξισορροπήσουμε. Έχουμε δύο άτομα σιδήρου εδώ σε αυτό το τριοξείδιο του σιδήρου. Πόσα άτομα σιδήρου έχουμε στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης; Έχουμε μόνο ένα άτομο σιδήρου. Ας το πολλαπλασιάσουμε επί 2 εδώ. Τέλεια, τώρα έχουμε τρία οξυγόνα σε αυτό το μέρος. Και τρία οξυγόνα σε αυτό το μέρος της εξίσωσης. Φαίνεται καλό. Το αλουμίνιο βρίσκεται στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης. Έχουμε μόνο ένα άτομο αλουμινίου. Στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης έχουμε δύο άτομα αλουμινίου. Πρέπει να βάλουμε 2 εδώ. Έχουμε ισορροπήσει αυτή την εξίσωση. Τώρα είμαστε έτοιμοι να αντιμετωπίσουμε τη στοιχειομετρία. Ας αρχίσουμε. Υπάρχουν περισσότεροι από ένας τύποι στοιχειομετρικών προβλημάτων, αλλά όλα ακολουθούν αυτό το μοτίβο: Αν μου δώσουν x γραμμάρια από αυτό, πόσα γραμμάρια αλουμινίου πρέπει να προσθέσω για να συμβεί η αντίδραση; Ή αν σας δώσω 10 γραμμάρια από αυτά τα μόρια και 30 γραμμάρια από αυτά τα μόρια, ποιο από αυτά θα εξαντληθεί πρώτα; Όλα είναι στοιχειομετρία. Θα ασχοληθούμε ακριβώς με αυτές τις δύο εργασίες σε αυτό το εκπαιδευτικό βίντεο. Ας πούμε ότι μας έδωσαν 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου. Ας το γράψουμε αυτό. 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου. Η ερώτησή μου είναι πόσα γραμμάρια αλουμινίου χρειαζόμαστε; Πόσα γραμμάρια αλουμινίου χρειαζόμαστε; Είναι απλό. Αν κοιτάξετε την εξίσωση, μπορείτε να δείτε αμέσως τη μοριακή αναλογία. Για κάθε mole από αυτό, έτσι για κάθε mole από αυτό... για κάθε άτομο τριοξειδίου του σιδήρου που χρησιμοποιούμε, χρειαζόμαστε δύο άτομα αλουμινίου. Πρέπει λοιπόν να καταλάβουμε πόσα mol από αυτό το μόριο είναι σε 85 γραμμάρια. Και τότε πρέπει να έχουμε διπλάσια mole αλουμινίου. Διότι για κάθε mole τριοξειδίου του σιδήρου έχουμε δύο mole αλουμινίου. Βλέπουμε μόνο τις πιθανότητες, κοιτάμε μόνο τους αριθμούς. Ένα μόριο τριοξειδίου του σιδήρου συνδυάζεται με δύο μόρια αλουμινίου για να δημιουργήσει μια αντίδραση. Ας υπολογίσουμε πρώτα πόσα κρεατοελιές υπάρχουν σε 85 γραμμάρια. Ποιος είναι η ατομική μάζα ή ο μαζικός αριθμός ολόκληρου αυτού του μορίου; Επιτρέψτε μου να το κάνω εδώ παρακάτω. Άρα έχουμε δύο σίδηρο και τρία οξυγόνο. Επιτρέψτε μου να γράψω τις ατομικές μάζες σιδήρου και οξυγόνου. Το Iron είναι εδώ, 55,85. Και νομίζω ότι είναι αρκετά για να στρογγυλοποιήσουμε στο 56. Ας φανταστούμε ότι έχουμε να κάνουμε με έναν τύπο σιδήρου, πιο συγκεκριμένα, με ένα ισότοπο σιδήρου που έχει 30 νετρόνια. Έχει ατομικό μαζικό αριθμό 56. Ο σίδηρος έχει ατομικό μαζικό αριθμό 56. Ενώ το οξυγόνο, όπως ήδη γνωρίζουμε, είναι 16. Ο σίδηρος ήταν 56. Αυτή η μάζα θα είναι... θα είναι 2 επί 56 συν 3 επί 16. Μπορούμε να το κάνουμε αυτό στο μυαλό μας. Αλλά αυτό δεν είναι μάθημα μαθηματικών, οπότε θα υπολογίσω τα πάντα σε μια αριθμομηχανή. Ας δούμε, 2 φορές 56... 2 φορές 56 συν 3 φορές 16 ισούται με 160. Είναι σωστό; Αυτό είναι 48 συν 112, σωστά, 160. Άρα ένα μόριο τριοξειδίου του σιδήρου θα έχει μάζα ίση με εκατόν εξήντα μονάδες ατομικής μάζας. Εκατόν εξήντα μονάδες ατομικής μάζας. Έτσι, ένα mole ή... ένα mole ή 6,02 επί 10 έως την 23η δύναμη των μορίων οξειδίου του σιδήρου θα είχε μάζα... σίδηρο, διοξείδιο του σιδήρου, ναι... θα είχε μάζα 160 γραμμάρια. Στην αντίδρασή μας είπαμε ότι ξεκινάμε με 85 γραμμάρια οξειδίου του σιδήρου. Πόσοι κρεατοελιές είναι αυτό; 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου... 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου είναι ίσα με το κλάσμα 85/160 mole. Αυτό είναι ίσο με το 85 διαιρούμενο με το 160, που είναι 0,53. 0,53 mol. Όλα όσα έχουμε δουλέψει μέχρι στιγμής και τα οποία έχουν εμφανιστεί με πράσινο και μπλε ήταν απαραίτητα για να καθοριστεί πόσα κρεατοελιές υπάρχουν σε 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου. Προσδιορίσαμε ότι αυτό είναι ίσο με 0,53 moles. Γιατί ένας ολόκληρος τυφλοπόντικας θα ήταν 160 γραμμάρια. Αλλά έχουμε μόνο 85. Γνωρίζουμε από την ισορροπημένη εξίσωση ότι για κάθε mole τριοξειδίου του σιδήρου χρειαζόμαστε δύο mole αλουμινίου. Αν έχουμε 0,53 mol μορίων σιδήρου, πιο συγκεκριμένα τριοξείδιο του σιδήρου, τότε θα χρειαστούμε διπλάσια ποσότητα αλουμινίου. Χρειαζόμαστε 1,06 moles αλουμινίου. Θα πάρω απλώς 0,53 επί 2. Επειδή η αναλογία είναι 1:2. Για κάθε μόριο μιας ουσίας χρειαζόμαστε δύο μόρια μιας άλλης. Για κάθε mole μιας ουσίας χρειαζόμαστε δύο mole από την άλλη. Αν έχουμε 0,53 moles, το πολλαπλασιάζεις με το 2 και παίρνουμε 1,06 moles αλουμινίου. Υπέροχα, οπότε μόλις καταλάβαμε πόσα γραμμάρια περιέχει ένα mole αλουμινίου και μετά το πολλαπλασιάσαμε για να πάρουμε 1,06 και το ονομάσαμε την ημέρα. Αλουμίνιο. Στο Ηνωμένο Βασίλειο αυτή η λέξη προφέρεται ελαφρώς διαφορετικά. Στην πραγματικότητα, μου αρέσει η βρετανική προφορά. Το αλουμίνιο έχει ατομικό βάρος 26,98. Ας φανταστούμε ότι το αλουμίνιο με το οποίο έχουμε να κάνουμε έχει μάζα 27 μονάδες ατομικής μάζας. Ετσι. Το αλουμίνιο μόνο έχει μάζα 27 μονάδων ατομικής μάζας. Ένα mole αλουμινίου θα είναι 27 γραμμάρια. Ή 6,02 επί 10 προς την 23η ισχύ των ατόμων αλουμινίου, που δίνει 27 γραμμάρια. Αν χρειαστούμε 1,06 κρεατοελιές, πόσο θα είναι; 1,06 moles αλουμινίου ισούται με 1,06 επί 27 γραμμάρια. Πόσο είναι; Ας κάνουμε τα μαθηματικά. 1,06 επί 27 ισούται με 28,62. Χρειαζόμαστε 28,62 γραμμάρια αλουμινίου... αλουμίνιο για να αξιοποιήσουμε πλήρως τα 85 γραμμάρια τριοξειδίου του σιδήρου μας. Αν είχαμε περισσότερα από 28,62 γραμμάρια αλουμινίου, θα παρέμενε μετά την αντίδραση. Ας υποθέσουμε ότι ανακατεύουμε τα πάντα όπως χρειάζεται και η αντίδραση προχωρά στην ολοκλήρωση. Θα μιλήσουμε περισσότερα για αυτό αργότερα. Σε μια κατάσταση όπου έχουμε περισσότερα από 28,63 γραμμάρια αλουμινίου, αυτό το μόριο θα είναι το περιοριστικό αντιδραστήριο. Εφόσον έχουμε υπερβολικό αυτό, αυτό είναι που θα περιορίσει αυτή τη διαδικασία. Εάν έχουμε λιγότερα από 28,63 γραμμάρια αλουμινίου, τότε το αλουμίνιο θα είναι το περιοριστικό αντιδραστήριο γιατί δεν θα μπορούμε να χρησιμοποιήσουμε και τα 85 γραμμάρια των μορίων του σιδήρου μας, πιο συγκεκριμένα το τριοξείδιο του σιδήρου. Σε κάθε περίπτωση, δεν θέλω να σας μπερδέψω με αυτά τα περιοριστικά αντιδραστήρια. Στο επόμενο εκπαιδευτικό βίντεο θα εξετάσουμε ένα πρόβλημα που είναι αποκλειστικά αφιερωμένο στον περιορισμό των αντιδραστηρίων. Υπότιτλοι από την κοινότητα Amara.org
Κατά τη σύνταξη μιας εξίσωσης για μια αντίδραση οξείδωσης-αναγωγής (ORR), είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί ο αναγωγικός παράγοντας, ο οξειδωτικός παράγοντας και ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται και λαμβάνονται. Οι στοιχειομετρικοί συντελεστές ORR επιλέγονται χρησιμοποιώντας είτε τη μέθοδο ισοζυγίου ηλεκτρονίων είτε τη μέθοδο ισορροπίας ηλεκτρονίων-ιόντων (η τελευταία ονομάζεται επίσης μέθοδος ημιαντίδρασης). Ας δούμε μερικά παραδείγματα. Ως παράδειγμα σύνταξης εξισώσεων ORR και επιλογής στοιχειομετρικών συντελεστών, θα αναλύσουμε τη διαδικασία οξείδωσης του δισουλφιδίου του σιδήρου (II) (πυρίτη) με πυκνό νιτρικό οξύ: Πρώτα απ 'όλα, θα προσδιορίσουμε τα πιθανά προϊόντα αντίδρασης. Το νιτρικό οξύ είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, επομένως το ιόν σουλφιδίου μπορεί να οξειδωθεί είτε στη μέγιστη κατάσταση οξείδωσης S (H2S04) είτε σε S (SO2), και Fe - σε Fe, ενώ το HN03 μπορεί να αναχθεί σε NO ή N02 (το σύνολο συγκεκριμένων προϊόντων καθορίζονται συγκεντρώσεις αντιδραστηρίων, θερμοκρασία κ.λπ.). Ας επιλέξουμε την ακόλουθη πιθανή επιλογή: Το H20 θα βρίσκεται στην αριστερή ή στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, δεν γνωρίζουμε ακόμα. Υπάρχουν δύο βασικές μέθοδοι για την επιλογή των συντελεστών. Ας εφαρμόσουμε πρώτα τη μέθοδο ισορροπίας ηλεκτρονίων-ιόντων. Η ουσία αυτής της μεθόδου βρίσκεται σε δύο πολύ απλές και πολύ σημαντικές δηλώσεις. Πρώτον, αυτή η μέθοδος εξετάζει τη μετάβαση των ηλεκτρονίων από το ένα σωματίδιο στο άλλο, λαμβάνοντας απαραίτητα υπόψη τη φύση του μέσου (όξινο, αλκαλικό ή ουδέτερο). Δεύτερον, κατά τη σύνταξη της εξίσωσης ισορροπίας ηλεκτρονίων-ιόντων, καταγράφονται μόνο εκείνα τα σωματίδια που υπάρχουν στην πραγματικότητα κατά τη διάρκεια ενός δεδομένου ORR - μόνο τα πραγματικά υπάρχοντα κατιόντα ή αννόνια γράφονται με τη μορφή ιόντων. Ουσίες που είναι ελάχιστα δι-κοινωνικές, αδιάλυτες ή απελευθερώνονται με τη μορφή αερίου γράφονται σε μοριακή μορφή. Κατά τη σύνταξη μιας εξίσωσης για τις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής, για την εξίσωση του αριθμού των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου, είτε μόρια νερού και ιόντα υδρογόνου (εάν το μέσο είναι όξινο), είτε μόρια νερού και ιόντα υδροξειδίου (εάν το μέσο είναι αλκαλικό) είναι εισήχθη (ανάλογα με το μέσο). Ας εξετάσουμε την ημιαντίδραση οξείδωσης για την περίπτωσή μας. Τα μόρια FeS2 (μια ελάχιστα διαλυτή ουσία) μετατρέπονται σε ιόντα Fe3+ (ο νιτρικός σίδηρος (I1) διασπάται πλήρως σε ιόντα) και ιόντα θειικού S042 (διάσταση H2SO4): Ας εξετάσουμε τώρα τη μισή αντίδραση της αναγωγής του νιτρικού ιόντος: εξισώνουμε το οξυγόνο, προσθέτουμε 2 στη δεξιά πλευρά μόρια νερού και στην αριστερή - 4 ιόντα Η+: Για να εξισορροπήσουμε το φορτίο, προσθέτουμε 3 ηλεκτρόνια στην αριστερή πλευρά (φορτίο +3): Τέλος έχουμε: Μείωση και των δύο μερών κατά 16Η+ και 8Η20, παίρνουμε την τελική, συντομευμένη ιοντική εξίσωση της αντίδρασης οξειδοαναγωγής: Προσθέτοντας τον αντίστοιχο αριθμό ιόντων NOJ nH+ και στις δύο πλευρές της εξίσωσης, βρίσκουμε τη μοριακή εξίσωση της αντίδρασης: Σημειώστε ότι για να προσδιορίσετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δίνονται και λάβαμε, δεν χρειάστηκε ποτέ να προσδιορίσουμε την κατάσταση οξείδωσης των στοιχείων. Επιπλέον, λάβαμε υπόψη την επιρροή του περιβάλλοντος και προσδιορίσαμε «αυτόματα» ότι το H20 βρίσκεται στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης. Δεν υπάρχει αμφιβολία ότι αυτή η μέθοδος έχει μεγάλη χημική λογική. Μέθοδος ισορροπίας Emprooigo. Η ουσία της μεθόδου εύρεσης στοιχειομετρικών συντελεστών στις εξισώσεις ORR είναι ο υποχρεωτικός προσδιορισμός των καταστάσεων οξείδωσης των ατόμων των στοιχείων που συμμετέχουν στο ORR. Χρησιμοποιώντας αυτήν την προσέγγιση, εξισορροπούμε και πάλι την αντίδραση (11.1) (παραπάνω εφαρμόσαμε τη μέθοδο μισής αντίδρασης σε αυτήν την αντίδραση). Η διαδικασία αναγωγής περιγράφεται απλά: Είναι πιο δύσκολο να συντάξετε ένα σχήμα οξείδωσης, καθώς δύο στοιχεία οξειδώνονται ταυτόχρονα - Fe και S. Μπορείτε να αντιστοιχίσετε μια κατάσταση οξείδωσης +2 στο σίδηρο, 1 στο θείο και να λάβετε υπόψη ότι για ένα άτομο Fe υπάρχουν δύο άτομα S: Μπορείτε, ωστόσο, να κάνετε χωρίς να προσδιορίσετε καταστάσεις οξείδωσης και να γράψετε ένα διάγραμμα που μοιάζει με το διάγραμμα (11.2): Η δεξιά πλευρά έχει φορτίο +15, η αριστερή - 0, επομένως το FeS2 πρέπει να δώσει μέχρι 15 ηλεκτρόνια. Καταγράφουμε τη γενική ισορροπία: Πρέπει να «καταλάβουμε» την εξίσωση ισορροπίας που προκύπτει - δείχνει ότι 5 μόρια HN03 πηγαίνουν στην οξείδωση του FeS2 και χρειάζονται 3 ακόμη μόρια HNO για το σχηματισμό του Fe(N03)j: Για την εξίσωση υδρογόνου και οξυγόνου, στο δεξί μέρος πρέπει να προσθέσετε 2 μόρια H20: Η μέθοδος ισορροπίας ηλεκτρονίων είναι πιο καθολική σε σύγκριση με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας και έχει ένα αναμφισβήτητο πλεονέκτημα στην επιλογή συντελεστών σε πολλά ORR, ιδίως με η συμμετοχή οργανικών ενώσεων, στις οποίες ακόμη και η διαδικασία για τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης είναι πολύ περίπλοκη. - Σκεφτείτε, για παράδειγμα, τη διαδικασία οξείδωσης του αιθυλενίου που συμβαίνει όταν διέρχεται από ένα υδατικό διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου. Ως αποτέλεσμα, το αιθυλένιο οξειδώνεται σε αιθυλενογλυκόλη HO - CH2 - CH2 - OH και το υπερμαγγανικό ανάγεται σε οξείδιο μαγγανίου (TV), επιπλέον, όπως θα είναι προφανές από την τελική εξίσωση ισορροπίας, σχηματίζεται και υδροξείδιο του καλίου στα δεξιά : Αφού κάνουμε τις απαραίτητες αναγωγές παρόμοιων όρων, γράφουμε την εξίσωση σε τελική μοριακή μορφή* Η επίδραση του περιβάλλοντος στη φύση της διεργασίας ORR Τα παραδείγματα που αναλύθηκαν (11.1) - (11.4) επεξηγούν ξεκάθαρα την «τεχνική» χρήσης τη μέθοδο ισορροπίας ιόντων ηλεκτρονίων στην περίπτωση ORR που εμφανίζεται σε όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον. Ο χαρακτήρας του περιβάλλοντος επηρεάζει την πορεία μιας ή της άλλης οξειδοαναγωγικής αντίδρασης· για να «αισθανθούμε» αυτή την επίδραση, ας εξετάσουμε τη συμπεριφορά του ίδιου οξειδωτικού παράγοντα (KMnO4) σε διαφορετικά περιβάλλοντα.Το ιόν MnO2 παρουσιάζει τη μεγαλύτερη οξειδωτική δράση σε ένα όξινο περιβάλλον, που μειώνεται σε χαμηλότερο επίπεδο σε ουδέτερο περιβάλλον, ανακτά σε Mn+4(Mn0j) και το ελάχιστο - στην αυχενική ισχύ, στην οποία έχει ανέλθει σε (mvnganat-nOn Mn042"). Αυτό εξηγείται ως εξής. Τα οξέα, κατά τη διάσπαση, σχηματίζουν ιόντα υστερίου ffjO+, τα οποία πολώνουν ιόντα MoOG 4". Αποδυναμώνουν τους δεσμούς του μαγγανίου με το οξυγόνο (ενισχύοντας έτσι την επίδραση του αναγωγικού παράγοντα). Σε ουδέτερο περιβάλλον, η πολωτική επίδραση των μορίων του νερού είναι σημαντικά χαμηλότερη >"Ιόντα MnO. πολωμένο πολύ λιγότερο. Σε ένα έντονα αλκαλικό περιβάλλον, τα ιόντα υδροξειδίου ενισχύουν ακόμη και τον δεσμό Mn-O, με αποτέλεσμα να μειώνεται η αποτελεσματικότητα του αναγωγικού παράγοντα και το MnO^ να δέχεται μόνο ένα ηλεκτρόνιο. Ένα παράδειγμα της συμπεριφοράς του υπερμαγγανικού καλίου σε ουδέτερο περιβάλλον παρουσιάζεται από την αντίδραση (11.4). Δίνουμε επίσης ένα παράδειγμα αντιδράσεων που περιλαμβάνουν KMPOA σε όξινο και αλκαλικό περιβάλλον
Κατά τη σύνθεση της εξίσωσης για μια αντίδραση οξειδοαναγωγής, είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί ο αναγωγικός παράγοντας, ο οξειδωτικός παράγοντας και ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται και λαμβάνονται. Υπάρχουν κυρίως δύο μέθοδοι που χρησιμοποιούνται για τη σύνθεση εξισώσεων για αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:
1) ηλεκτρονικό ισοζύγιο– με βάση τον προσδιορισμό του συνολικού αριθμού ηλεκτρονίων που μετακινούνται από τον αναγωγικό παράγοντα στον οξειδωτικό παράγοντα.
2) ισορροπία ιόντων-ηλεκτρονίου– προβλέπει τη χωριστή σύνταξη εξισώσεων για τη διαδικασία οξείδωσης και αναγωγής με την επακόλουθη άθροισή τους σε μια γενική ιοντική εξίσωση - μέθοδος ημιαντίδρασης. Σε αυτή τη μέθοδο, είναι απαραίτητο να βρεθούν όχι μόνο οι συντελεστές για τον αναγωγικό παράγοντα και τον οξειδωτικό παράγοντα, αλλά και για τα μόρια του μέσου. Ανάλογα με τη φύση του μέσου, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που γίνονται δεκτά από τον οξειδωτικό παράγοντα ή χάνονται από τον αναγωγικό παράγοντα μπορεί να ποικίλλει.
1) Η ηλεκτρονική ισορροπία είναι μια μέθοδος εύρεσης συντελεστών στις εξισώσεις των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής, η οποία εξετάζει την ανταλλαγή ηλεκτρονίων μεταξύ ατόμων στοιχείων που αλλάζουν την κατάσταση οξείδωσής τους. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνει ο αναγωγικός παράγοντας είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που αποκτά ο οξειδωτικός παράγοντας.
Η εξίσωση συντάσσεται σε διάφορα στάδια:
1. Καταγράψτε το σχήμα αντίδρασης.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Βάλτε καταστάσεις οξείδωσης πάνω από τα σημάδια των στοιχείων που αλλάζουν.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Τα στοιχεία που αλλάζουν τις καταστάσεις οξείδωσης προσδιορίζονται και προσδιορίζεται ο αριθμός των ηλεκτρονίων που αποκτά ο οξειδωτικός παράγοντας και αποχωρίζονται από τον αναγωγικό παράγοντα.
Mn +7 + 5ē = Mn +2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0
4. Ο αριθμός των αποκτηθέντων και των ηλεκτρονίων που δόθηκαν εξισώνεται, καθορίζοντας έτσι συντελεστές για ενώσεις που περιέχουν στοιχεία που αλλάζουν την κατάσταση οξείδωσης.
Mn +7 + 5ē = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. Επιλέξτε συντελεστές για όλους τους άλλους συμμετέχοντες στην αντίδραση. Σε αυτή την περίπτωση, 10 μόρια HCl εμπλέκονται στη διαδικασία αναγωγής και 6 στη διαδικασία ανταλλαγής ιόντων (σύνδεση ιόντων καλίου και μαγγανίου).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Μέθοδος ισοζυγίου ιόντων-ηλεκτρονίου.
1. Καταγράψτε το σχήμα αντίδρασης.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Καταγράψτε τα σχήματα μισής αντίδρασης χρησιμοποιώντας πραγματικά παρόντα σωματίδια (μόρια και ιόντα) στο διάλυμα. Ταυτόχρονα, συνοψίζουμε το υλικό ισοζύγιο, δηλ. ο αριθμός των ατόμων των στοιχείων που συμμετέχουν στην ημιαντίδραση στην αριστερή πλευρά πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό τους στη δεξιά. Οξειδωμένες και ανηγμένες μορφέςΟ οξειδωτικός παράγοντας και ο αναγωγικός παράγοντας συχνά διαφέρουν ως προς την περιεκτικότητα σε οξυγόνο (συγκρίνετε Cr 2 O 7 2− και Cr 3+). Επομένως, όταν συντάσσονται εξισώσεις μισής αντίδρασης χρησιμοποιώντας τη μέθοδο ισορροπίας ηλεκτρονίων-ιόντων, περιλαμβάνουν ζεύγη H + /H 2 O (για όξινοςπεριβάλλον) και OH - /H 2 O (για αλκαλικήπεριβάλλον). Εάν, κατά τη μετάβαση από τη μια μορφή στην άλλη, η αρχική μορφή (συνήθως − οξειδώθηκε) χάνει τα ιόντα οξειδίου του (που φαίνονται παρακάτω σε αγκύλες), τότε τα τελευταία, εφόσον δεν υπάρχουν σε ελεύθερη μορφή, πρέπει να βρίσκονται σε όξινοςπεριβάλλον συνδέονται με κατιόντα υδρογόνου και σε αλκαλικήπεριβάλλον - με μόρια νερού, που οδηγεί στο σχηματισμό μόρια νερού(σε όξινο περιβάλλον) και ιόντα υδροξειδίου(σε αλκαλικό περιβάλλον):
όξινο περιβάλλον+ 2H + = H 2 O Παράδειγμα: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
αλκαλικό περιβάλλον+ H 2 O = 2 OH - παράδειγμα: MnO 4 - + 2H 2 O = MnO 2 + 4ΟH -
Ελλειψη οξυγόνουστην αρχική μορφή (συνήθως στην αποκατεστημένη μορφή) σε σύγκριση με την τελική μορφή αντισταθμίζεται από την προσθήκη μόρια νερού(V όξινοςπεριβάλλον) ή ιόντα υδροξειδίου(V αλκαλικήπεριβάλλον):
όξινο περιβάλλον H 2 O = + 2H + παράδειγμα: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
αλκαλικό περιβάλλον 2 OH − = + H 2 O Παράδειγμα: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O
Αναγωγή MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + οξείδωση
3. Φέρνουμε τον ηλεκτρονικό ζυγό, ακολουθώντας την ανάγκη για ισότητα του συνολικού φορτίου στη δεξιά και αριστερή πλευρά των εξισώσεων ημιαντίδρασης.
Στο παράδειγμα που δίνεται, στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης ημιαντίδρασης αναγωγής, το συνολικό φορτίο των ιόντων είναι +7, στα αριστερά - +2, που σημαίνει ότι πρέπει να προστεθούν πέντε ηλεκτρόνια στη δεξιά πλευρά:
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O
Στην εξίσωση για την ημιαντίδραση οξείδωσης, το συνολικό φορτίο στη δεξιά πλευρά είναι -2, στην αριστερή είναι 0, πράγμα που σημαίνει ότι στη δεξιά πλευρά είναι απαραίτητο να αφαιρέσουμε δύο ηλεκτρόνια:
SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +
Έτσι, και στις δύο εξισώσεις, έχει επιτευχθεί ισορροπία ιόντων-ηλεκτρονίου και είναι δυνατό να τεθούν ίσα σημεία σε αυτές αντί για βέλη:
MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +
4. Ακολουθώντας τον κανόνα σχετικά με την ανάγκη για ισότητα του αριθμού των ηλεκτρονίων που γίνονται δεκτά από τον οξειδωτικό παράγοντα και δωρίζονται από τον αναγωγικό παράγοντα, βρίσκουμε το ελάχιστο κοινό πολλαπλάσιο για τον αριθμό των ηλεκτρονίων και στις δύο εξισώσεις (2∙5 = 10).
5. Πολλαπλασιάστε με τους συντελεστές (2,5) και αθροίστε και τις δύο εξισώσεις προσθέτοντας την αριστερή και τη δεξιά πλευρά και των δύο εξισώσεων.
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-
ή σε μοριακή μορφή:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
Αυτή η μέθοδος εξετάζει τη μεταφορά ηλεκτρονίων από ένα άτομο ή ιόν σε άλλο, λαμβάνοντας υπόψη τη φύση του μέσου (όξινο, αλκαλικό ή ουδέτερο) στο οποίο συμβαίνει η αντίδραση. Σε όξινο περιβάλλον, στις εξισώσεις ημιαντίδρασης, πρέπει να χρησιμοποιηθούν ιόντα υδρογόνου H + και μόρια νερού για να εξισωθεί ο αριθμός των ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου· σε ένα βασικό περιβάλλον, πρέπει να χρησιμοποιηθούν ιόντα υδροξειδίου OH - και μόρια νερού. Κατά συνέπεια, στα προϊόντα που προκύπτουν, στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης ηλεκτρονίων-ιόντων θα υπάρχουν ιόντα υδρογόνου (και όχι ιόντα υδροξειδίου) και μόρια νερού (όξινο περιβάλλον) ή ιόντα υδροξειδίου και μόρια νερού (αλκαλικό περιβάλλον). Για παράδειγμα, η εξίσωση μισής αντίδρασης για την αναγωγή του υπερμαγγανικού ιόντος σε ένα όξινο μέσο δεν μπορεί να συντεθεί με την παρουσία ιόντων υδροξειδίου στη δεξιά πλευρά:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē = Mn 2+ + 8ΟH - .
σωστά: MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O
Δηλαδή, όταν γράφουμε εξισώσεις ηλεκτρονίων-ιόντων, πρέπει να προχωρήσουμε από τη σύνθεση των ιόντων που υπάρχουν πραγματικά στο διάλυμα. Επιπλέον, όπως και στις συντετμημένες ιοντικές εξισώσεις, οι ουσίες που διαχωρίζονται ελάχιστα, είναι ελάχιστα διαλυτές ή απελευθερώνονται ως αέριο θα πρέπει να γράφονται σε μοριακή μορφή.
Η σύνταξη εξισώσεων για αντιδράσεις οξειδοαναγωγής χρησιμοποιώντας τη μέθοδο ημιαντίδρασης οδηγεί στο ίδιο αποτέλεσμα με τη μέθοδο του ισοζυγίου ηλεκτρονίων.
Ας συγκρίνουμε και τις δύο μεθόδους. Το πλεονέκτημα της μεθόδου μισής αντίδρασης σε σύγκριση με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας είναι ότι: ότι δεν χρησιμοποιεί υποθετικά ιόντα, αλλά στην πραγματικότητα υπάρχοντα.
Όταν χρησιμοποιείτε τη μέθοδο ημιαντίδρασης, δεν χρειάζεται να γνωρίζετε την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων. Η σύνταξη μεμονωμένων ιοντικών εξισώσεων ημιαντίδρασης είναι απαραίτητη για την κατανόηση των χημικών διεργασιών σε ένα γαλβανικό στοιχείο και στην ηλεκτρόλυση. Με αυτή τη μέθοδο είναι ορατός ο ρόλος του περιβάλλοντος ως ενεργού συμμετέχοντος στην όλη διαδικασία. Τέλος, όταν χρησιμοποιείτε τη μέθοδο μισής αντίδρασης, δεν χρειάζεται να γνωρίζετε όλες τις ουσίες που προκύπτουν· εμφανίζονται στην εξίσωση της αντίδρασης όταν αυτή προέρχεται. Επομένως, η μέθοδος ημιαντίδρασης θα πρέπει να προτιμάται και να χρησιμοποιείται κατά τη σύνταξη εξισώσεων για όλες τις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που συμβαίνουν σε υδατικά διαλύματα
Σε αυτή τη μέθοδο, οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων στις αρχικές και τελικές ουσίες συγκρίνονται, με γνώμονα τον κανόνα: ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δωρίζονται από τον αναγωγικό παράγοντα πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που προστίθενται από τον οξειδωτικό παράγοντα. Για να δημιουργήσετε μια εξίσωση, πρέπει να γνωρίζετε τους τύπους των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης. Τα τελευταία προσδιορίζονται είτε πειραματικά είτε με βάση γνωστές ιδιότητες των στοιχείων.
Η μέθοδος ισορροπίας ιόντων-ηλεκτρονίου είναι πιο καθολική σε σύγκριση με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας και έχει ένα αναμφισβήτητο πλεονέκτημα στην επιλογή συντελεστών σε πολλές αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, ιδιαίτερα σε αυτές που περιλαμβάνουν οργανικές ενώσεις, στις οποίες ακόμη και η διαδικασία για τον προσδιορισμό των καταστάσεων οξείδωσης είναι πολύ περίπλοκη.
Σκεφτείτε, για παράδειγμα, τη διαδικασία οξείδωσης του αιθυλενίου που συμβαίνει όταν διέρχεται από ένα υδατικό διάλυμα υπερμαγγανικού καλίου. Ως αποτέλεσμα, το αιθυλένιο οξειδώνεται σε αιθυλενογλυκόλη HO-CH 2 -CH 2 -OH και το υπερμαγγανικό ανάγεται σε οξείδιο μαγγανίου (IV), επιπλέον, όπως θα είναι προφανές από την τελική εξίσωση ισορροπίας, σχηματίζεται επίσης υδροξείδιο του καλίου το σωστό:
KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Εξίσωση ημιαντιδράσεων αναγωγής και οξείδωσης:
MnO 4 - + 2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4OH - 2 αναγωγή
C 2 H 4 + 2OH - - 2e = C 2 H 6 O 2 3 οξείδωση
Αθροίζουμε και τις δύο εξισώσεις και αφαιρούμε τα ιόντα υδροξειδίου που υπάρχουν στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά.
Παίρνουμε την τελική εξίσωση:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
Όταν χρησιμοποιείται η μέθοδος ισοζυγίου ιόντων-ηλεκτρονίου για τον προσδιορισμό των συντελεστών σε αντιδράσεις που περιλαμβάνουν οργανικές ενώσεις, είναι βολικό να θεωρούνται οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων υδρογόνου ως +1, οξυγόνο -2 και να υπολογίζεται ο άνθρακας χρησιμοποιώντας το ισοζύγιο θετικών και αρνητικών φορτίων στο μόριο (ιόν). Έτσι, σε ένα μόριο αιθυλενίου, το συνολικό φορτίο είναι μηδέν:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ X = 0,
Αυτό σημαίνει ότι η κατάσταση οξείδωσης δύο ατόμων άνθρακα είναι (-4), και ενός (Χ) είναι (-2).
Ομοίως, στο μόριο αιθυλενογλυκόλης C 2 H 6 O 2 βρίσκουμε την κατάσταση οξείδωσης του άνθρακα (X):
2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1
Σε ορισμένα μόρια οργανικών ενώσεων, ένας τέτοιος υπολογισμός οδηγεί σε μια κλασματική τιμή της κατάστασης οξείδωσης του άνθρακα, για παράδειγμα, για ένα μόριο ακετόνης (C 3 H 6 O) είναι ίση με -4/3. Η ηλεκτρονική εξίσωση υπολογίζει το συνολικό φορτίο των ατόμων άνθρακα. Σε ένα μόριο ακετόνης είναι ίσο με -4.
Σχετική πληροφορία.
Όλες οι ποσοτικές σχέσεις κατά τον υπολογισμό των χημικών διεργασιών βασίζονται στη στοιχειομετρία των αντιδράσεων. Είναι πιο βολικό να εκφράζεται η ποσότητα μιας ουσίας σε τέτοιους υπολογισμούς σε moles ή παράγωγες μονάδες (kmol, mmol, κ.λπ.). Το mole είναι μία από τις βασικές μονάδες SI. Ένα mole οποιασδήποτε ουσίας αντιστοιχεί στην ποσότητα της αριθμητικά ίση με το μοριακό της βάρος. Επομένως, το μοριακό βάρος σε αυτή την περίπτωση θα πρέπει να θεωρείται ως διαστατική τιμή με μονάδες: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Για παράδειγμα, το μοριακό βάρος του αζώτου είναι 28 g/mol, 28 kg/kmol, αλλά 0,028 kg/mol.
Οι μάζες και οι μοριακές ποσότητες μιας ουσίας σχετίζονται με γνωστές σχέσεις
N A = m A / M A; m A = N A M A,
όπου Ν Α είναι η ποσότητα του συστατικού Α, mol. m A είναι η μάζα αυτού του συστατικού, kg.
M A - μοριακό βάρος του συστατικού Α, kg/mol.
Σε συνεχείς διεργασίες, η ροή της ουσίας Α μπορεί να εκφραστεί από τα μοριακά της
ποσότητα ανά μονάδα χρόνου
όπου W A είναι η μοριακή ροή του συστατικού Α, mol/s. τ - χρόνος, s.
Για μια απλή αντίδραση που είναι πρακτικά μη αναστρέψιμη, συνήθως στοιχειομετρική
η εξίσωση ric γράφεται με τη μορφή
v A A + v B B = v R R + v S S.
Ωστόσο, είναι πιο βολικό να γράψουμε τη στοιχειομετρική εξίσωση με τη μορφή αλγεβρικής
ου, υποθέτοντας ότι οι στοιχειομετρικοί συντελεστές των αντιδρώντων είναι αρνητικοί και εκείνοι των προϊόντων αντίδρασης θετικοί:
Τότε για κάθε απλή αντίδραση μπορούμε να γράψουμε τις ακόλουθες ισότητες:
Ο δείκτης "0" αναφέρεται στην αρχική ποσότητα του εξαρτήματος.
Αυτές οι ισότητες δημιουργούν τις ακόλουθες εξισώσεις ισοζυγίου υλικού για ένα συστατικό για μια απλή αντίδραση:
Παράδειγμα 7.1. Η αντίδραση υδρογόνωσης της φαινόλης σε κυκλοεξανόλη προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση
C 6 H 5 OH + ZH 2 = C 6 H 11 OH, ή A + ZV = R.
Υπολογίστε την ποσότητα του προϊόντος που σχηματίστηκε εάν η αρχική ποσότητα του συστατικού Α ήταν 235 kg και η τελική ποσότητα ήταν 18,8 kg
Λύση: Ας γράψουμε την αντίδραση στη φόρμα
R - A - ZV = 0.
Μοριακές μάζες των συστατικών: M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol και
M R = 100 kg/kmol. Τότε οι μοριακές ποσότητες φαινόλης στην αρχή και στο τέλος της αντίδρασης θα είναι:
N A 0 = 235/94 = 2,5; N A 0 = 18,8/94 =0,2; n = (0,2 - 2,5)/(-1) = 2,3.
Η ποσότητα της κυκλοεξανόλης που σχηματίζεται θα είναι ίση με
N R = 0 +1∙2,3 = 2,3 kmol ή m R = 100∙2,3 = 230 kg.
Ο προσδιορισμός στοιχειομετρικά ανεξάρτητων αντιδράσεων στο σύστημά τους κατά τη διάρκεια υλικών και θερμικών υπολογισμών των συσκευών αντίδρασης είναι απαραίτητος για να αποκλειστούν αντιδράσεις που είναι το άθροισμα ή η διαφορά ορισμένων από αυτές. Αυτή η αξιολόγηση μπορεί να πραγματοποιηθεί πιο εύκολα χρησιμοποιώντας το κριτήριο Gram.
Για να αποφευχθούν περιττοί υπολογισμοί, είναι απαραίτητο να αξιολογηθεί εάν το σύστημα εξαρτάται στοιχειομετρικά. Για τους σκοπούς αυτούς είναι απαραίτητο:
Μεταφορά της αρχικής μήτρας του συστήματος αντίδρασης.
Πολλαπλασιάστε τον αρχικό πίνακα με τον μεταφερόμενο.
Υπολογίστε την ορίζουσα του τετραγωνικού πίνακα που προκύπτει.
Εάν αυτός ο προσδιοριστής είναι μηδέν, τότε το σύστημα αντίδρασης εξαρτάται στοιχειομετρικά.
Παράδειγμα 7.2. Έχουμε ένα σύστημα αντιδράσεων:
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.
Αυτό το σύστημα εξαρτάται στοιχειομετρικά, αφού η τρίτη αντίδραση είναι το άθροισμα των άλλων δύο. Ας δημιουργήσουμε μια μήτρα